Kõik kaltsiumi keemia kohta. Kaltsium (Ca, kaltsium). Põlevkivituha tsüklonid

Kaltsium

KALTSIUM- mina; m.[alates lat. calx (calcis) - lubi] Keemiline element (Ca), hõbedane metall valge värv, mis on osa lubjakivist, marmorist jne.

◁ Kaltsium, th, th. K soolad.

kaltsium

(lat. Kaltsium), perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi latist. calx, genitiiv calcis - lubi. Hõbevalge metall, tihedus 1,54 g / cm 3, t pl 842ºC. Normaaltemperatuuril oksüdeerub õhu käes kergesti. Levimuse poolest maakoores on see 5. koht (mineraalid kaltsiit, kips, fluoriit jne). Aktiivse redutseerijana kasutatakse U, Th, V, Cr, Zn, Be ja teiste metallide saamiseks nende ühenditest, teraste, pronksi jms deoksüdeerimiseks. See sisaldub hõõrdumisevastaste materjalide koostises. Kaltsiumiühendeid kasutatakse ehituses (lubi, tsement), kaltsiumipreparaate - meditsiinis.

KALTSIUM

KALTSIUM (lat. Kaltsium), Ca (loe "kaltsium"), keemiline element aatomnumbriga 20, paikneb Mendelejevi elementide perioodilise süsteemi IIA rühmas neljandas perioodis; aatommass 40,08. Kuulub leelismuldmetallide elementide hulka (cm. LEELISMULDMETALLID).
Looduslik kaltsium koosneb nukliidide segust (cm. NUKLIID) massinumbritega 40 (segus massi järgi 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) ja 46 (0,003%). Välise elektronkihi konfiguratsioon 4 s 2 . Peaaegu kõigis ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2 (valentsus II).
Neutraalse kaltsiumi aatomi raadius on 0,1974 nm, Ca 2+ iooni raadius on 0,114 nm (koordinatsiooninumbril 6) kuni 0,148 nm (koordinatsiooninumbril 12). Neutraalse kaltsiumi aatomi järjestikused ionisatsioonienergiad on vastavalt 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 ja 84,5 eV. Paulingi skaalal on kaltsiumi elektronegatiivsus umbes 1,0. IN vaba vorm kaltsium on hõbevalge metall.
Avastamise ajalugu
Kaltsiumiühendeid leidub looduses kõikjal, seega on need inimkonnale tuttavad juba iidsetest aegadest. Lubja on ehitustööstuses kasutatud pikka aega. (cm. LIME)(kiirlubja ja kustutatud), mida pikka aega peeti lihtsaks aineks, "maaks". Inglise teadlane G. Davy aga 1808. aastal (cm. DEVI Humphrey)õnnestus saada lubjast uus metall. Selleks elektrolüüsis Davy kergelt niisutatud kustutatud lubja segu elavhõbedaoksiidiga ja eraldas elavhõbekatoodil moodustunud amalgaamist uue metalli, mida ta nimetas kaltsiumiks (ladina keelest calx, perekonnast calcis - lubi). Venemaal nimetati seda metalli mõnda aega "lubjakiviks".
Looduses olemine
Kaltsium on üks levinumaid elemente Maal. See moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel arvukuse poolest 5. koht). Kaltsiumi kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vabal kujul looduses ei leidu. Suurem osa kaltsiumist leidub silikaatides. (cm. SILIKAADID) ja alumiiniumsilikaadid (cm. ALUMOSILIKAADID) mitmesugused kivid(graniidid (cm. GRANIIT), gneissid (cm. GNEISS) ja nii edasi.). Nagu settekivimid kaltsiumiühendeid esindavad kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (cm. KALTSIIT)(CaCO3). Kaltsiidi kristallilist vormi – marmorit – leidub looduses palju harvemini.
Kaltsiumi mineraalid nagu lubjakivi on üsna laialt levinud. (cm. LUBJAKIVI)СaCO 3, anhüdriit (cm. ANHÜDRIT) CaSO 4 ja kips (cm. KIPS) CaSO 4 2H 2 O, fluoriit (cm. FLUORIIT) CaF 2, apatiit (cm. APATIIT) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit (cm. DOLOMIIT) MgCO 3 CaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse. (cm. VEE KAREDUS). Märkimisväärne kogus kaltsiumi on osa elusorganismidest. Niisiis, hüdroksüülapatiit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) või teises kirjes 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on valmistatud paljude selgrootute karbid ja kestad, munakoored jne.
Kviitung
Kaltsiummetall saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2O 4 + 3Ca.
Füüsiline ja Keemilised omadused
Kaltsiummetall eksisteerib kahes osas allotroopsed modifikatsioonid(vt Allotroopia (cm. ALLOTROOPIA)). Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega a-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), kõrgemal on b-Ca stabiilne a-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). Kaltsiumi sulamistemperatuur on 839 ° C, keemistemperatuur on 1484 ° C, tihedus 1,55 g / cm 3.
Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhus oleva hapniku, süsihappegaasi ja niiskusega, mille tõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu laboris säilitatakse kaltsiumi nagu teisi leelismuldmetalle tavaliselt tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumist.
Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ /Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on -2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega:
Ca + 2H 2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.
Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:
2Ca + O2 \u003d 2CaO; Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:
Ca + H2 \u003d CaH2 (kaltsiumhüdriid),
Ca + 6B = CaB 6 (kaltsiumboriid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kaltsiumnitriid)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (kaltsiumkarbiid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kaltsiumfosfiid), on tuntud ka CaP ja CaP 5 koostisega kaltsiumfosfiidid;
Tuntud on ka 2Ca + Si \u003d Ca 2Si (kaltsiumsilitsiid), kaltsiumsilitsiidid kompositsioonidest CaSi, Ca 3 Si 4 ja CaSi 2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb kergesti vee toimel, näiteks:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Kaltsiumoksiid on tavaliselt aluseline. Laboris ja tehnoloogias saadakse see karbonaatide termilise lagundamise teel:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2.
Tehnilist kaltsiumoksiidi CaO nimetatakse kustutamata lubjaks.
See reageerib veega, moodustades Ca (OH) 2 ja vabastab suure hulga soojust:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.
Sel viisil saadud Ca (OH) 2 nimetatakse tavaliselt kustutatud lubjaks või lubjapiimaks (cm. LAIMI PIIM) tingitud asjaolust, et kaltsiumhüdroksiidi lahustuvus vees on madal (0,02 mol / l temperatuuril 20 ° C) ja selle vette lisamisel moodustub valge suspensioon.
Happeoksiididega suhtlemisel moodustab CaO sooli, näiteks:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3; CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Ca 2+ ioon on värvitu. Kaltsiumisoolade lisamisel leegile muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad, nagu CaCl 2 kloriid, CaBr 2 bromiid, CaI 2 jodiid ja Ca(NO 3) 2 nitraat, lahustuvad vees hästi. CaF 2 fluoriid, CaCO 3 karbonaat, CaSO 4 sulfaat, Ca 3 (PO 4) 2 keskmine ortofosfaat, CaC 2 O 4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.
Oluline on asjaolu, et erinevalt keskmisest kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca (HCO 3) 2 vees lahustuv. Looduses toob see kaasa järgnevad protsessid. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi jõuab maapinnale ja soojeneb päikesekiired, toimub pöördreaktsioon:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida suured langused (vt Karst (cm. Karst (loodusnähtus)), ja koobastes tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid (cm. STALAPTIIDID (mineraalsed moodustised) ja stalagmiite (cm. STALAGMIIDID).
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. (cm. VEE KAREDUS). Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.
Kaltsiumi ja selle ühendite kasutamine
Metallist kaltsiumi kasutatakse uraani metallotermiliseks tootmiseks (cm. Uraan (keemiline element), toorium (cm. TOORIUM), titaan (cm. TITAAN (keemiline element)), tsirkoonium (cm. TSIRKOONIUM), tseesium (cm. CESIUM) ja rubiidium (cm. RUBIIDIUM).
Looduslikke kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt sideainete (tsement (cm. TSEMENT), kips (cm. KIPS), lubi jne). Kustutatud lubja siduv toime põhineb asjaolul, et kaltsiumhüdroksiid reageerib aja jooksul õhus leiduva süsihappegaasiga. Toimuva reaktsiooni tulemusena tekivad CaCO3 kaltsiidi nõelad kristallid, mis kasvavad lähedalasuvateks kivideks, tellisteks ja muudeks ehitusmaterjalideks ning justkui keevitavad need ühtseks tervikuks. Kristalliline kaltsiumkarbonaat - marmor - peen viimistlusmaterjal. Lupjamiseks kasutatakse kriiti. Malmi tootmisel kulub suurtes kogustes lubjakivi, mis võimaldab viia rauamaagi tulekindlad lisandid (näiteks kvarts SiO 2) suhteliselt madala sulamistemperatuuriga räbudesse.
Nagu desinfektsioonivahend väga tõhus valgendaja (cm. pleegituspulber)- "kloor" Ca(OCl)Cl - kloriidi ja kaltsiumhüpokloriti segu (cm. KALTSIUMHÜPOKLORIIT) suure oksüdatsioonivõimega.
Laialdaselt kasutatakse ka kaltsiumsulfaati, mis eksisteerib nii veevaba ühendi kujul kui ka kristalsete hüdraatide kujul - nn poolvesisulfaat - alabaster (cm. ALEVIZ FRYAZIN (Milano)) CaSO 4 0,5H 2 O ja kaheveeline sulfaat - kips CaSO 4 2H 2 O. Kipsi kasutatakse laialdaselt ehituses, skulptuuris, krohvide ja erinevate kunstitoodete valmistamisel. Meditsiinis kasutatakse kipsi ka luude fikseerimiseks luumurdude korral.
Kaltsiumkloriidi CaCl 2 kasutatakse koos lauasoolaga jäätumise vastu võitlemiseks kõnnitee. Kaltsiumfluoriid CaF 2 on suurepärane optiline materjal.
kaltsiumi kehas
Kaltsium on biogeenne element (cm. BIOGEENSED ELEMENDID), mis esineb pidevalt taimede ja loomade kudedes. Oluline komponent loomade ja inimeste mineraalide ainevahetuse ja taimede mineraalse toitumise jaoks täidab kaltsium organismis mitmesuguseid funktsioone. Sisaldab apatiiti (cm. APATIIT), samuti kaltsiumsulfaat ja karbonaat moodustavad luukoe mineraalse komponendi. 70 kg kaaluv inimkeha sisaldab umbes 1 kg kaltsiumi. Kaltsium osaleb ioonikanalite töös (cm. ION KANALID), mis viib läbi ainete transporti läbi bioloogiliste membraanide, närviimpulsi edastamisel (cm. NÄRVIIMPULSS), vere hüübimise protsessis (cm. Vere hüübimine) ja väetamine. Kaltsiferoolid reguleerivad kaltsiumi ainevahetust organismis (cm. KALTSIFEROOLID)(D-vitamiin). Kaltsiumi puudus või liig põhjustab erinevaid haigusi – rahhiidi (cm. RIKEIT), lupjumine (cm. KALTSINOOS) jne. Seetõttu peaks inimeste toit sisaldama kaltsiumiühendeid õiges koguses (800-1500 mg kaltsiumi päevas). Kaltsiumisisaldus on kõrge piimatoodetes (nagu kodujuust, juust, piim), mõnedes köögiviljades ja muudes toiduainetes. Kaltsiumipreparaate kasutatakse meditsiinis laialdaselt.

entsüklopeediline sõnaraamat . 2009 .

Sünonüümid:

Vaadake, mis on "kaltsium" teistes sõnaraamatutes:

- (Ca) kollane läikiv ja tempermalmist metall. Erikaal 1.6. Sõnastik võõrsõnad sisaldub vene keeles. Pavlenkov F., 1907. KALTSIUM (uus lat. kaltsium, lat. calx lubjast). Hõbedast värvi metall. Võõrsõnade sõnastik, ...... Vene keele võõrsõnade sõnastik

KALTSIUM- KALTSIUM, kaltsium, keemia. element, char. Ca, läikiv, hõbevalge kristalliga metall. leelismuldmetallide rühma kuuluv murd. Oud. kaal 1,53; juures. V. 40,07; sulamistemperatuur 808°. Sa on üks väga ... ... Suur meditsiiniline entsüklopeedia

- (kaltsium), Ca, perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 20, aatommass 40,08; viitab leelismuldmetallidele; sulamistemperatuur 842 °C. Sisaldub selgroogsete luukoes, molluskite kestades, munakoortes. Kaltsium ...... Kaasaegne entsüklopeedia

Metall on hõbevalge, viskoosne, tempermalmist, õhu käes kiiresti oksüdeeruv. Sulamiskiirus pa 800 810°. Looduses esineb see mitmesuguste soolade kujul, mis moodustavad kriidi, lubjakivi, marmori, fosforiitide, apatiitide, kipsi jne ladestusi. Kollasel. aga…… Raudtee tehniline sõnastik

- (lat. Kaltsium) Ca, perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 20, aatommass 40,078, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi pärineb ladinakeelsest sõnast calx, genitiiv calcis lime. Hõbevalge metall, ...... Suur entsüklopeediline sõnaraamat

- (sümbol Ca), laialt levinud hõbevalge metall ALKALINE EARTH rühmast, eraldati esmakordselt aastal 1808. Seda leidub paljudes kivimites ja mineraalides, eriti lubjakivis ja kipsis, aga ka luudes. Aitab kaasa organismi... Teaduslik ja tehniline entsüklopeediline sõnastik

Ca (lat. Calx, perekond calcis lime *a. kaltsium; n. Kalzium; f. kaltsium; ja. calcio), chem. element II rühm perioodiline. süsteemid Mendelejev, at.s. 20, kl. m 40,08. See koosneb kuuest stabiilsest isotoobist: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), ... ... Geoloogiline entsüklopeedia

KALTSIUM, kaltsium, pl. ei, abikaasa. (lat. calx lubi) (keemiline). Keemiline element on lubjas leiduv hõbevalge metall. Ušakovi seletav sõnaraamat. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Ušakovi seletav sõnaraamat

KALTSIUM, mina, abikaasa. Keemiline element, pehme hõbevalge metall. | adj. kaltsium, oh, oh. kaltsiumi soolad. Ožegovi selgitav sõnastik. S.I. Ožegov, N. Yu. Švedova. 1949 1992 ... Ožegovi selgitav sõnastik

Abikaasa. metallist, millest koosneb keemiline alus lubi. Mida kaltsineerida, põletada metalli, soola või kivi. Naiste lupjumine. tegevus on, läbipõlemine, perekalka. Dahli seletav sõnaraamat. IN JA. Dal. 1863 1866 ... Dahli seletav sõnaraamat

Kaltsium on vormis looduses väga levinud mitmesugused ühendid. Maakoores on see viiendal kohal, moodustades 3,25%, ja seda leidub kõige sagedamini lubjakivi CaCO3, dolomiidi CaCO3 * MgCO3, kipsi CaSO4 * 2H2O, fosforiidi Ca3 (PO4) 2 ja fluoriidi CaF2 kujul, arvestamata märkimisväärne osa kaltsiumi silikaatkivimite koostises. Merevesi sisaldab keskmiselt 0,04% (w/w) kaltsiumi

Kaltsiumi füüsikalised ja keemilised omadused

Kaltsium kuulub perioodilise elementide süsteemi II rühma leelismuldmetallide alarühma; seerianumber 20, aatommass 40,08, valents 2, aatommaht 25,9. Kaltsiumi isotoobid: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0,003%), 48 (0,185%). Kaltsiumiaatomi elektrooniline struktuur: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Aatomi raadius on 1,97 A, iooni raadius on 1,06 A. Kuni 300 ° kaltsiumkristallid on kuubiku kujuga, mille küljed on tsentreeritud ja külje suurus on 5,53 A, üle 450 ° - kuusnurkse kujuga. Kaltsiumi erikaal on 1,542, sulamistemperatuur 851°, keemistemperatuur 1487°, sulamissoojus 2,23 kcal/mol, aurustumissoojus 36,58 kcal/mol. Tahke kaltsiumi aatomsoojusmaht Cp = 5,24 + 3,50*10v-3 T temperatuuril 298-673°K ja Cp = 6,29+1,40*10v-3T temperatuuril 673-1124°K; vedelal kaltsiumil Cp = 7,63. Tahke kaltsiumi entroopia 9,95 ± 1, gaasiline temperatuuril 25° 37,00 ± 0,01.
Tahke kaltsiumi aururõhku uuris Yu.A. Priselkov ja A.N. Nesmeyanov, P. Douglas ja D. Tomlin. Küllastunud kaltsiumi aurude elastsuse väärtused on toodud tabelis. 1.

Soojusjuhtivuse osas läheneb kaltsium naatriumile ja kaaliumile, temperatuuril 20–100 ° on lineaarpaisumise koefitsient 25 * 10v-6, 20 ° juures on elektritakistus 3,43 μ oomi / cm3, 0 kuni 100 °. elektritakistuse temperatuuritegur on 0,0036. Elektrokeemiline ekvivalent 0,74745 g/a*h. Kaltsiumi tõmbetugevus 4,4 kg/mm2, Brinelli kõvadus 13, venivus 53%, reduktsioonisuhe 62%.
Kaltsium on hõbevalge värvusega, purunemisel läigib. Õhus on metall kaetud õhukese sinakashalli nitriidi, oksiidi ja osaliselt kaltsiumperoksiidi kilega. Kaltsium on painduv ja tempermalmist; seda saab töödelda treipink, puurimine, lõikamine, saagimine, pressimine, tõmbamine jne. Mida puhtam on metall, seda suurem on selle elastsus.
Pingete seerias paikneb kaltsium kõige elektronegatiivsemate metallide hulgas, mis seletab selle kõrget keemilist aktiivsust. Toatemperatuuril kaltsium ei reageeri kuiva õhuga, temperatuuril 300 ° ja üle selle oksüdeerub see intensiivselt ning tugeval kuumutamisel põleb see ereda oranžikas-punaka leegiga. Niiskes õhus oksüdeerub kaltsium järk-järgult, muutudes hüdroksiidiks; Koos külm vesi reageerib suhteliselt aeglaselt, kuid kuum vesi tõrjub jõuliselt välja vesiniku, moodustades hüdroksiidi.
Lämmastik reageerib märgatavalt kaltsiumiga 300° juures ja väga intensiivselt 900° juures, moodustades nitriidi Ca3N2. Vesinikuga temperatuuril 400° moodustab kaltsium hüdriidi CaH2. Kuivade halogeenidega, välja arvatud fluor, kaltsium toatemperatuuril ei seondu; intensiivne halogeniidide moodustumine toimub temperatuuril 400° ja kõrgemal.
Tugev väävelhape (65–60 ° Be) ja lämmastikhapped toimivad puhtale kaltsiumile nõrgalt. Mineraalhapete vesilahustest mõjuvad väga tugevalt vesinikkloriidhape, tugevalt lämmastikhape ja nõrgalt väävelhape. Kontsentreeritud NaOH lahustes ja sooda lahustes kaltsium peaaegu ei hävine.

Rakendus

Kaltsiumi kasutatakse üha enam erinevates tööstusharudes. Viimasel ajal on see muutunud paljude metallide tootmisel redutseerijana oluliseks. Puhas uraanmetall saadakse uraanfluoriidi redutseerimisel kaltsiummetalliga. Titaanoksiide, aga ka tsirkooniumi, tooriumi, tantaali, nioobiumi ja teiste haruldaste metallide oksiide saab redutseerida kaltsiumi või selle hüdriididega. Kaltsium on hea desoksüdeerija ja degaseerija vase, nikli, kroom-nikli sulamite, eriteraste, nikli ja tinapronksi tootmisel, eemaldab metallidest ja sulamitest väävli, fosfori ja süsiniku.
Kaltsium moodustab vismutiga tulekindlaid ühendeid, seega kasutatakse seda plii puhastamiseks vismutist.
Kaltsiumi lisatakse erinevatele kergsulamitele. See aitab parandada valuplokkide pinda, peenust ja vähendada oksüdeeritavust. Laialdaselt kasutatakse kaltsiumi sisaldavaid laagrisulameid. Kaablikestade valmistamiseks saab kasutada pliisulameid (0,04% Ca).
Kaltsiumi kasutatakse alkoholide ja lahustite dehüdratsiooniks naftasaaduste väävlitustamiseks. Kvaliteetse poorse betooni tootmiseks kasutatakse kaltsiumi-tsingi või tsingi-magneesiumi sulameid (70% Ca). Kaltsium on osa hõõrdumisvastastest sulamitest (plii-kaltsiumi babbits).
Tänu hapniku ja lämmastiku sidumisvõimele kasutatakse kaltsiumi või kaltsiumi sulameid naatriumi ja teiste metallidega väärisgaaside puhastamiseks ja vaakumraadioseadmete getterina. Kaltsiumi kasutatakse ka hüdriidi tootmiseks, mis on vesiniku allikas välitingimused. Koos süsinikuga moodustab kaltsium kaltsiumkarbiidi CaC2, mida kasutatakse suured hulgad atsetüleeni C2H2 saamiseks.

Arengu ajalugu

Esimest korda sai Devi kaltsiumi amalgaami kujul 1808. aastal, kasutades märja lubja elektrolüüsi elavhõbekatoodiga. Bunsen sai 1852. aastal kaltsiumkloriidi vesinikkloriidhappe lahuse elektrolüüsil kõrge kaltsiumisisaldusega amalgaami. Bunsen ja Mathyssen said 1855. aastal puhta kaltsiumi CaCl2 elektrolüüsil ja Moissan CaF2 elektrolüüsil. 1893. aastal parandas Borchers oluliselt kaltsiumkloriidi elektrolüüsi, rakendades katoodjahutust; Arndt sai 1902. aastal elektrolüüsi teel metalli, mis sisaldas 91,3% Ca. Ruff ja Plata kasutasid elektrolüüsi temperatuuri alandamiseks CaCl2 ja CaF2 segu; Borchers ja Stockem said käsna, mille temperatuur oli madalam kui kaltsiumi sulamistemperatuur.
Rathenau ja Süter lahendasid kaltsiumi elektrolüütilise tootmise probleemi, pakkudes välja puutekatoodiga elektrolüüsimeetodi, mis muutus peagi tööstuslikuks. On tehtud palju ettepanekuid ja katseid saada kaltsiumisulameid elektrolüüsi teel, eriti vedelkatoodil. Vastavalt F.O. Banzel, on võimalik saada kaltsiumisulameid CaF2 elektrolüüsil muude metallide soolade või fluoroksiidide lisamisega. Poulenet ja Melan said Ca-Al sulami vedelal alumiiniumkatoodil; Kugelgen ja Seward valmistasid tsinkatoodil Ca-Zn sulami. Ca-Zn sulamite valmistamist uurisid 1913. aastal V. Moldengauer ja J. Andersen, kes said ka Pb-Ca sulameid pliikatoodil. Koba, Simkins ja Gire kasutasid 2000 A pliikatoodelementi ja tootsid 2% Ca sisaldusega sulami vooluefektiivsusega 20%. I. Tselikov ja V. Wazinger lisasid elektrolüüdile NaCl, et saada naatriumiga sulam; R.R. Syromyatnikov segas sulamit ja saavutas voolutõhususe 40-68%. Plii, tsingi ja vasega kaltsiumisulameid toodetakse elektrolüüsi teel tööstuslikus mastaabis.
Kaltsiumi saamise termiline meetod on äratanud märkimisväärset huvi. Oksiidide aluminotermilise redutseerimise avastas 1865. aastal H.H. Beketov. 1877. aastal avastas Malet kuumutamisel kaltsiumi, baariumi ja strontsiumoksiidide segu koostoime alumiiniumiga.Winkler püüdis neid samu oksiide magneesiumiga redutseerida; Bilz ja Wagner, redutseerides kaltsiumoksiidi vaakumis alumiiniumiga, saavutasid metalli madala saagise, parima tulemuse saavutas Gunz 1929. aastal. A.I. 1938. aastal redutseeris Voinitski laboris kaltsiumoksiidi alumiiniumi ja ränisulamitega. Meetod patenteeriti 1938. Teise maailmasõja lõpus hakati tööstuslikult kasutama termomeetodit.
1859. aastal pakkus Caron välja meetodi naatriumi ja leelismuldmetallide sulamite saamiseks metallilise naatriumi toimel nende kloriididele. Selle meetodi järgi saadakse kaltsium (ja bariin) sulamis pliiga Kuni Teise maailmasõjani toimus kaltsiumi tööstuslik tootmine elektrolüüsi teel Saksamaal ja Fraktsioon. Biterfeldis (Saksamaa) toodeti perioodil 1934-1939 kaltsiumi 5-10 tonni aastas.USA kaltsiumivajadus kaeti impordiga, mis aastatel 1920-1940 ulatus 10-25 g aastas. Alates 1940. aastast, mil import Prantsusmaalt lakkas, hakkas USA elektrolüüsi teel ise märkimisväärses koguses kaltsiumi tootma; sõja lõpus hakati kaltsiumi saama vaakumtermomeetodil; S. Loomise andmeil ulatus selle toodang 4,5 tonnini ööpäevas. Minerale Yarbuki andmetel tootis Dominium Magnesium Kanadas kaltsiumi aastas:

Teave kaltsiumi vabanemise ulatuse kohta viimased aastad puudu.

22.07.2019

Alumiiniumkonstruktsioonid on kasutuskindlad, võivad kesta aastakümneid. Kuid selleks, et tagada nii pikk tööaeg ...

22.07.2019

22.07.2019

Paljud kasutatud sõidukite omanikud mõtlevad oma auto vanarauaks müümisele. Žiguli, Volga ja Moskvitši aegunud näidised ei ole ...

20.07.2019

Selle aasta esimestel juulipäevadel esitles Indiast pärit korporatsioon National Aluminium Company oma lähituleviku kapitaliinvesteeringute projekti. Ta läheb...

20.07.2019

Pole saladus, et kaablitooted on mõeldud teatud tööperioodiks ja ka ladustamiseks. Pärast selle valmimist on vaja kohustuslikus ...

20.07.2019

Valimisel ja ostmisel võib tekkida teatud raskusi lükandvärav. Selliseid tooteid on palju erinevaid. Need erinevad üksteisest disaini poolest, ...

20.07.2019

Graniitmonumendid on võimsad ja monumentaalsed, kuid need, nagu kõik teised tooted, nõuavad hoolikat ja regulaarset hooldust. Graniiti on lihtne hooldada...

Kaltsium- 4. perioodi element ja perioodilise süsteemi PA rühm, järjekorranumber 20. Aatomi elektrooniline valem on [ 18 Ar] 4s 2, oksüdatsiooniastmed +2 ja 0. Viitab leelismuldmetallidele. Sellel on madal elektronegatiivsus (1,04), sellel on metallilised (põhilised) omadused. Moodustab (katioonina) arvukalt sooli ja kahekomponentseid ühendeid. Paljud kaltsiumisoolad lahustuvad vees halvasti. Looduses - kuues keemilise arvukuse järgi on element (metallide seas kolmas) sees köidetud vorm. Kõigi organismide jaoks elutähtis element Kaltsiumipuudust pinnases täiendatakse lubiväetiste (CaCO 3 , CaO, kaltsiumtsüaanamiid CaCN 2 jne) andmisega. Kaltsium, kaltsiumkatioon ja selle ühendid värvivad gaasipõleti leegi tumeoranžiks ( kvalitatiivne tuvastamine).

Kaltsium Ca

Hõbevalge metall, pehme, plastiline. Niiskes õhus see tuhmub ja kattub CaO ja Ca(OH) kilega 2. Väga reaktiivne; süttib õhu käes kuumutamisel, reageerib vesiniku, kloori, väävli ja grafiidiga:

Redutseerib teisi metalle nende oksiididest (tööstuslikult oluline meetod on kaltsiumtermia):

Kviitung kaltsium sees tööstusele:

Kaltsiumi kasutatakse mittemetalliliste lisandite eemaldamiseks metallisulamitest, kergete ja hõõrdumisvastaste sulamite komponendina, et eraldada haruldased metallid nende oksiididest.

Kaltsiumoksiid CaO

aluseline oksiid. Tehniline nimetus on kustutatud lubi. Valge, väga hügroskoopne. Sellel on ioonne struktuur Ca 2+ O 2-. Tulekindel, termiliselt stabiilne, süttimisel lenduv. Imab õhust niiskust ja süsinikdioksiidi. Reageerib intensiivselt veega (kõrge ekso- toime), moodustab tugevalt leeliselise lahuse (võimalik hüdroksiidi sadestumine), protsessi nimetatakse lubjakustutamiseks. Reageerib hapete, metallide ja mittemetallide oksiididega. Seda kasutatakse teiste kaltsiumiühendite sünteesiks, Ca (OH) 2, CaC 2 ja CaC 2 tootmiseks. mineraalväetised, räbustina metallurgias, katalüsaatorina orgaanilises sünteesis, sideainete komponendina ehituses.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung Cao tööstuses– lubjakivi röstimine (900-1200 °С):

CaCO3 = CaO + CO2

Kaltsiumhüdroksiid Ca(OH) 2

aluseline hüdroksiid. Tehniline nimetus on kustutatud lubi. Valge, hügroskoopne. Sellel on ioonne struktuur Ca 2+ (OH -) 2. Laguneb mõõdukal kuumusel. Imab õhust niiskust ja süsinikdioksiidi. Külmas vees lahustub vähe (tekib leeliseline lahus), veel vähem keevas vees. Selge lahus (lubjavesi) muutub hüdroksiidi sadenemise tõttu kiiresti häguseks (suspensiooni nimetatakse lubjapiimaks). Kvalitatiivne reaktsioon Ca 2+ ioonile on süsinikdioksiidi läbimine läbi lubjavee koos CaCO 3 sademe ilmnemisega ja selle üleminek lahusesse. Reageerib hapete ja happeoksiididega, osaleb ioonivahetusreaktsioonides. Seda kasutatakse klaasi, pleegituslubja, lubi-mineraalväetiste tootmisel, sooda kaustiseerimiseks ja magevee pehmendamiseks, samuti lubimörtide - tainasegude (liiv + kustutatud lubi + vesi) valmistamiseks, toimides kivide ja kivide sideainena. telliskivi, seinte viimistlus (krohvimine) ja muu ehituslik otstarve. Selliste lahuste kõvenemine ("konfiskeerimine") on tingitud süsinikdioksiidi imendumisest õhust.

Perioodilise süsteemi kõigi elementide hulgast võib eristada mitmeid, ilma milleta pole elusorganismides mitte ainult võimalik välja areneda mitmesuguseid haigusi, vaid üldiselt on võimatu normaalselt elada ja kasvada. Üks neist on kaltsium.

Huvitav on see, et kui rääkida sellest metallist, siis lihtsast ainest ei ole sellest inimesele mingit kasu, isegi kahju. Peab aga mainima vaid Ca 2+ ioone, sest kohe on nende olulisust iseloomustav hulk punkte.

Kaltsiumi asukoht perioodilisuse tabelis

Kaltsiumi, nagu iga teise elemendi, iseloomustus algab selle positsiooni näitamisega perioodilises süsteemis. Lõppude lõpuks võimaldab see selle aatomi kohta palju õppida:

• tuumalaeng;
• elektronide ja prootonite arv, neutronid;
• oksüdatsiooniaste, kõrgem ja madalam;
• elektrooniline konfiguratsioon ja muud olulised asjad.

Vaadeldav element asub teise rühma, peamise alarühma neljandas suures perioodis ja selle seerianumber on 20. Samuti näitab keemiline perioodilisustabel kaltsiumi aatommassi - 40,08, mis on olemasoleva keskmine väärtus. selle aatomi isotoobid.

Oksüdatsiooniaste on üks, alati konstantne, võrdne +2-ga. CaO valem. Elemendi ladinakeelne nimetus on kaltsium, seega ka aatomi Ca sümbol.

Kaltsiumi kui lihtaine iseloomustus

Tavatingimustes on see element hõbevalge värvusega metall. Kaltsiumi valem nagu lihtne aine- Sa. Tänu oma kõrgele keemilisele aktiivsusele on see võimeline moodustama palju erinevatesse klassidesse kuuluvaid ühendeid.

Tahkes agregatsioonis ei ole see inimkeha osa, seetõttu on see oluline tööstuslike ja tehniliste vajaduste jaoks (peamiselt keemiliseks sünteesiks).

See on üks levinumaid metalle oma osakaalu poolest maakoores, umbes 1,5%. See kuulub leelismuldmetallide rühma, kuna vees lahustatuna annab see leeliseid, kuid looduses esineb see mitmete mineraalide ja soolade kujul. Merevees sisaldub palju kaltsiumi (400 mg/l).

Kristallrakk

Kaltsiumi omadus on seletatav kristallvõre struktuuriga, mis võib olla kahte tüüpi (kuna on olemas alfa- ja beetavorm):

• kuubikujuline näokeskne;
• mahukeskne.

Sideme tüüp molekulis on metalliline, võrekohtades, nagu kõigis metallides, on aatomioonid.

Looduses olemine

Looduses on mitu põhiainet, mis seda elementi sisaldavad.

1. Merevesi.
2. Kivid ja mineraalid.
3. Elusorganismid (karbid ja kestad, luukoed ja nii edasi).
4. Põhjavesi maapõues.

Võib tuvastada järgmist tüüpi kivimid ja mineraalid, mis on looduslikud kaltsiumiallikad.

1. Dolomiit on kaltsium- ja magneesiumkarbonaadi segu.
2. Fluoriit on kaltsiumfluoriid.
3. Kips - CaSO 4 2H 2 O.
4. Kaltsiit - kriit, lubjakivi, marmor - kaltsiumkarbonaat.
5. Alabaster - CaSO 4 0,5 H 2 O.
6. Apaatsus.

Kokku eraldatakse umbes 350 erinevat kaltsiumi sisaldavat mineraali ja kivimit.

Kuidas saada

Pikka aega ei olnud võimalik metalli vabal kujul isoleerida, kuna selle keemiline aktiivsus on kõrge, puhtal kujul seda loodusest ei leia. Seetõttu oli kõnealune element kuni 19. sajandini (1808) veel üks mõistatus, mida perioodilisustabel kandis.

Kaltsiumi kui metalli suutis sünteesida inglise keemik Humphrey Davy. Just tema avastas esmakordselt tahkete mineraalide ja soolade sulamite koostoime tunnused elektri-šokk. Siiani on selle metalli saamiseks kõige asjakohasem viis selle soolade elektrolüüs, näiteks:

• kaltsium- ja kaaliumkloriidide segu;
• fluoriidi ja kaltsiumkloriidi segu.

Selle oksiidist on võimalik eraldada ka kaltsiumi metallurgias levinud aluminotermilisel meetodil.

Füüsikalised omadused

Kaltsiumi iseloomustamist füüsikaliste parameetrite järgi saab kirjeldada mitmes punktis.

1. Agregaatolek - tavatingimustes tahke.
2. Sulamistemperatuur - 842 0 С.
3. Metall on pehme ja seda saab noaga lõigata.
4. Värvus - hõbevalge, särav.
5. Sellel on head juhtivad ja soojust juhtivad omadused.
6. Pikaajalisel kuumutamisel läheb see vedelaks, seejärel auruks, kaotades oma metallilised omadused. Keemistemperatuur 1484 0 С.

Kaltsiumi füüsikalistel omadustel on üks omadus. Kui metallile avaldatakse survet, kaotab see mingil ajahetkel oma metallilised omadused ja elektrijuhtimise võime. Kuid kokkupuute edasise suurenemisega taastatakse see uuesti ja avaldub ülijuhina, mis on nende näitajate poolest mitu korda kõrgem kui ülejäänud elemendid.

Keemilised omadused

Selle metalli aktiivsus on väga kõrge. Seetõttu on kaltsiumi sisenemisel palju koostoimeid. Reaktsioonid kõigi mittemetallidega on tema jaoks tavalised, sest redutseerijana on ta väga tugev.

1. Normaalsetes tingimustes reageerib see kergesti vastavate kahekomponentsete ühendite moodustumisega: halogeenid, hapnik.
2. Kuumutamisel: vesinik, lämmastik, süsinik, räni, fosfor, boor, väävel ja teised.
3. Peal õues interakteerub kohe süsihappegaasi ja hapnikuga, seetõttu kaetakse see halli kattega.
4. Reageerib ägedalt hapetega, mõnikord süttimisega.

Kaltsiumi huvitavad omadused avalduvad selle kohta soolade koostises. Nii et laes ja seintel kasvavad kaunid koopad pole muud kui aja jooksul veest, süsihappegaasist ja vesinikkarbonaadist tekkinud põhjavees toimuvate protsesside mõjul.

Arvestades, kui aktiivne metall on normaalses olekus, hoitakse seda laborites, nagu leeliselisi. Tumedas klaasnõus, tihedalt suletud kaanega ja petrooleumi või parafiinikihi all.

Kvalitatiivne reaktsioon kaltsiumioonile on leegi värvus ilusas küllastunud telliskivipunases värvitoonis. Samuti on võimalik metalli identifitseerida ühendite koostises mõne selle soola (kaltsiumkarbonaat, fluoriid, sulfaat, fosfaat, silikaat, sulfit) lahustumatute sademega.

metallist ühendused

Metalliühendite tüübid on järgmised:

• oksiid;
• hüdroksiid;
• kaltsiumisoolad (keskmised, happelised, aluselised, topelt-, komplekssed).

Kaltsiumoksiidi, mida tuntakse kui CaO, kasutatakse ehitusmaterjali (lubi) valmistamiseks. Kui kustutate oksiidi veega, saate vastava hüdroksiidi, millel on leelise omadused.

suur praktiline väärtus on täpselt erinevad kaltsiumisoolad, mida kasutatakse erinevates majandusharudes. Milliseid sooli on olemas, oleme juba eespool maininud. Toome näiteid nende ühendite tüüpide kohta.

1. Keskmised soolad - CaCO 3 karbonaat, Ca 3 fosfaat (PO 4) 2 jt.
2. Happeline hüdrosulfaat CaHSO 4.
3. Peamised neist on vesinikkarbonaat (CaOH) 3 PO 4.
4. Kompleks – Cl 2.
5. Topelt - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

See on ühendite kujul see klass kaltsium on oluline bioloogiliste süsteemide jaoks, kuna soolad on keha ioonide allikaks.

Bioloogiline roll

Miks on kaltsium inimorganismile oluline? Põhjuseid on mitu.

1. Just selle elemendi ioonid on osa rakkudevahelisest ainest ja koevedelikust, osaledes ergastusmehhanismide reguleerimises, hormoonide ja neurotransmitterite tootmises.
2. Kaltsium koguneb luudesse, hambaemaili koguses umbes 2,5% kogu kehamassist. Seda on üsna palju ja see mängib olulist rolli nende struktuuride tugevdamisel, nende tugevuse ja stabiilsuse säilitamisel. Keha kasv ilma selleta on võimatu.
3. Vere hüübimine oleneb ka kõnealustest ioonidest.
4. See on osa südamelihasest, osaledes selle ergutamises ja kokkutõmbumises.
5. Ta on osaline eksotsütoosi ja muude rakusiseste muutuste protsessides.

Kui tarbitud kaltsiumi kogus ei ole piisav, tekivad sellised haigused nagu:

• rahhiit;
• osteoporoos;
• verehaigused.

Täiskasvanu päevane norm on 1000 mg ja 9-aastastel lastel 1300 mg. Selle elemendi ülekülluse vältimiseks kehas ei tohiks näidatud annust ületada. Vastasel juhul võivad tekkida soolehaigused.

Kõigi teiste elusolendite jaoks pole kaltsium vähem oluline. Näiteks kuigi paljudel pole luustikku, on nende tugevdamise välised vahendid ka sellest metallist moodustised. Nende hulgas:

• karbid;
• rannakarbid ja austrid;
• käsnad;
• korallide polüübid.

Kõik nad kannavad oma seljas või moodustavad põhimõtteliselt eluprotsessis mingi välise skeleti, mis kaitseb neid välismõjude ja kiskjate eest. Selle peamine koostisosa on kaltsiumisoolad.

Selgroogsed loomad, nagu ka inimesed, vajavad neid ioone normaalseks kasvuks ja arenguks ning saavad neid koos toiduga.

Kehas puuduva elemendi normi korvamiseks on palju võimalusi. Kõige parem on muidugi looduslikud meetodid - soovitud aatomit sisaldavad tooted. Kui see aga mingil põhjusel on ebapiisav või võimatu, on vastuvõetav ka meditsiiniline tee.

Seega on kaltsiumi sisaldavate toitude loetelu umbes selline:

• piima- ja hapupiimatooted;
• kala;
• rohelus;
• teraviljad (tatar, riis, täisterajahust saiakesed);
• mõned tsitrusviljad (apelsinid, mandariinid);
• kaunviljad;
• kõik pähklid (eriti mandlid ja kreeka pähklid).

Kui olete mõne toote suhtes allergiline või te ei saa neid muul põhjusel kasutada, aitavad kaltsiumi sisaldavad preparaadid taastada soovitud elemendi taset kehas.

Kõik need on selle metalli soolad, millel on omadus organismis kergesti omastada, kiiresti verre ja soolestikku imenduda. Nende hulgas on kõige populaarsemad ja kasutatavamad järgmised.

1. Kaltsiumkloriid – süstelahus või suukaudseks manustamiseks täiskasvanutele ja lastele. See erineb soola kontsentratsiooni poolest koostises, seda kasutatakse "kuumade süstide jaoks", kuna see põhjustab süstimisel just sellise tunde. Allaneelamise hõlbustamiseks on puuviljamahlaga vorme.
2. Saadaval tablettidena (0,25 või 0,5 g) ja lahustena intravenoosseks süstimiseks. Sageli sisaldab tablettide kujul erinevaid puuviljalisandeid.
3. Kaltsiumlaktaat - saadaval 0,5 g tablettidena.

Looduslikud kaltsiumiühendid (kriit, marmor, lubjakivi, kips) ja nende kõige lihtsamad töötlemisproduktid (lubi) on inimestele teada juba iidsetest aegadest. Inglise keemik Humphry Davy elektrolüüsis 1808. aastal elavhõbekatoodiga märja kustutatud lubi (kaltsiumhüdroksiidi) ja sai kaltsiumamalgaami (kaltsiumi-elavhõbeda sulam). Sellest sulamist sai Davy elavhõbedat eemale ajanud puhta kaltsiumi.
Ta pakkus välja ka uue keemilise elemendi nime, mis tuleneb ladinakeelsest sõnast "calx", mis tähistab lubjakivi, kriidi ja muude pehmete kivide nimetust.

Looduses viibimine ja saamine:

Kaltsium on maakoore sisalduselt viies element (üle 3%), moodustab palju kivimeid, millest paljud põhinevad kaltsiumkarbonaadil. Mõned neist kivimitest on orgaanilise päritoluga (kest kivim), mis näitab kaltsiumi olulist rolli eluslooduses. Looduslik kaltsium on 6 isotoobi segu massinumbritega 40–48, kusjuures 40 Ca moodustab 97% kogusisaldusest. Tuumareaktsioonidega on saadud ka teisi kaltsiumi isotoope, näiteks radioaktiivset 45 Ca.
Kaltsiumi lihtsa aine saamiseks kasutatakse selle soolade sulamite elektrolüüsi või aluminotermiat:
4CaO + 2Al \u003d Ca (AlO 2) 2 + 3Ca

Füüsikalised omadused:

Hõbehall metall, mille näokeskne kuupvõre on palju kõvem kui leelismetallid. Sulamistemperatuur 842°C, keemistemperatuur 1484°C, tihedus 1,55 g/cm3. Kõrgel rõhul ja temperatuuril läheb ülijuhi olekusse umbes 20 K.

Keemilised omadused:

Kaltsium ei ole nii aktiivne kui leelismetallid, kuid seda tuleb hoida mineraalõli kihi all või tihedalt suletud metalltrumlites. Juba tavatemperatuuril reageerib see õhus oleva hapniku ja lämmastikuga, aga ka veeauruga. Kuumutamisel põleb see õhus punakasoranži leegiga, moodustades nitriidide seguga oksiidi. Sarnaselt magneesiumiga põleb ka kaltsium süsihappegaasi atmosfääris edasi. Kuumutamisel reageerib see teiste mittemetallidega, moodustades ühendeid, mille koostis ei ole alati ilmne, näiteks:
Ca + 6B = CaB 6 või Ca + P => Ca 3 P 2 (ka CaP või CaP 5)
Kõigis selle ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2.

Kõige olulisemad ühendused:

Kaltsiumoksiid CaO- ("kustutatud lubi") valge aine, leeliseline oksiid, reageerib intensiivselt veega ("kustutatud"), muutudes hüdroksiidiks. Saadakse kaltsiumkarbonaadi termilisel lagunemisel.

Kaltsiumhüdroksiid Ca(OH) 2- ("kustutatud lubi") valge pulber, vees vähe lahustuv (0,16g/100g), tugev leelis. Süsinikdioksiidi tuvastamiseks kasutatakse lahust ("lubjavett").

Kaltsiumkarbonaat CaCO3- enamiku looduslike kaltsiummineraalide (kriit, marmor, lubjakivi, koorikkivi, kaltsiit, Islandi sparn) alus. Puhtal kujul on aine valge või värvitu. kristallid, Kuumutamisel (900-1000 C) laguneb, moodustades kaltsiumoksiidi. Ei ole p-velg, reageerib hapetega, on võimeline lahustuma süsinikdioksiidiga küllastunud vees, muutudes vesinikkarbonaadiks: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2. Pöördprotsess viib kaltsiumkarbonaadi ladestuste, eriti selliste moodustiste, nagu stalaktiidid ja stalagmiidid, moodustumiseni.
Looduses esineb seda ka dolomiidi koostises CaCO 3 *MgCO 3

Kaltsiumsulfaat CaSO 4- valge aine, looduses CaSO 4 * 2H 2 O ("kips", "seleniit"). Viimane läheb ettevaatlikul kuumutamisel (180 C) CaSO 4 * 0,5H 2 O-ks ("põletatud kips", "alabaster") - valgeks pulbriks, segades veega, moodustades uuesti CaSO 4 * 2H 2 O. tahke, piisavalt tugeva materjali kujul. Vees veidi lahustuv, väävelhappe ülejäägis võib lahustuda, moodustades hüdrosulfaadi.

Kaltsiumfosfaat Ca 3 (PO 4) 2- ("fosforiit"), lahustumatu, läheb tugevate hapete mõjul lahustuvamaks kaltsiumvesinik- ja divesinikfosfaadiks. Lähteaine fosfori, fosforhappe, fosfaatväetiste tootmiseks. Kaltsiumfosfaadid on samuti osa apatiitidest, looduslikest ühenditest ligikaudse valemiga Ca 5 3 Y, kus Y = vastavalt F, Cl või OH, fluor, kloor või hüdroksüapatiit. Koos fosforiidiga on apatiidid osa paljude elusorganismide luuskeletist, sh. ja inimene.

Kaltsiumfluoriid CaF 2 - (loomulik:"fluoriit", "fluoriit"), valges lahustumatu. Looduslikel mineraalidel on lisandite tõttu mitmesuguseid värve. Kuumutamisel ja UV-kiirgusega kokkupuutel helendab pimedas. Suurendab räbu voolavust ("sulatavust") metallide tootmisel, mis on selle kasutamise põhjuseks räbustina.

Kaltsiumkloriid CaCl 2- värvitu crist. in-in kaevu r-rimoe vees. Moodustab hüdraatunud CaCl 2 *6H 2 O. Veevaba ("sulatatud") kaltsiumkloriid on hea kuivatusaine.

Kaltsiumnitraat Ca(NO 3) 2- ("kaltsiumnitraat") värvitu. crist. in-in kaevu r-rimoe vees. Komponent pürotehnilised kompositsioonid, mis annavad leegile punakasoranži värvi.

Kaltsiumkarbiid CaС 2- reageerib veega, moodustades näiteks atsetüleeni: CaС 2 + H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2

Rakendus:

Metallist kaltsiumi kasutatakse tugeva redutseerijana mõnede raskesti taastuvate metallide ("kaltsiumitermin") tootmisel: kroom, haruldaste muldmetallide elemendid, toorium, uraan jne. Vase, nikli, eriteraste ja pronkse, kaltsiumi ja selle sulameid kasutatakse väävli, fosfori, liigse süsiniku kahjulike lisandite eemaldamiseks.
Kaltsiumi kasutatakse ka väikese koguse hapniku ja lämmastiku sidumiseks kõrgvaakumi tootmisel ja inertgaaside puhastamisel.
Neutronite üleliigseid 48Ca ioone kasutatakse uute sünteesiks keemilised elemendid, näiteks element nr 114, . Teist kaltsiumi isotoopi, 45 Ca, kasutatakse radioaktiivse märgistusainena kaltsiumi bioloogilise rolli ja keskkonnas migreerumise uuringutes.

Paljude kaltsiumiühendite peamine kasutusvaldkond on tootmine ehitusmaterjalid(tsement, ehitussegud, kipsplaat jne).

Kaltsium on elusorganismide koostises üks makrotoitaineid, moodustades ühendeid, mis on vajalikud nii selgroogsete sisemise skeleti kui ka paljude selgrootute välise skeleti, munakoorte ehitamiseks. Kaltsiumiioonid osalevad ka rakusiseste protsesside reguleerimises, põhjustavad vere hüübimist. Kaltsiumi puudus sees lapsepõlves põhjustab rahhiidi, eakatel - osteoporoosi. Kaltsiumi allikana toimivad piimatooted, tatar, pähklid, selle imendumisele aitab kaasa vitamiin D. Kaltsiumipuuduse korral kasutatakse erinevaid preparaate: kaltseksi, kaltsiumkloriidi lahust, kaltsiumglükonaati jne.
Kaltsiumi massiosa inimkehas on 1,4-1,7%, päevane vajadus on 1-1,3 g (olenevalt vanusest). Kaltsiumi liigne tarbimine võib põhjustada hüperkaltseemiat – selle ühendite ladestumist siseorganitesse, trombide teket veresoontes. Allikad:
Kaltsium (element) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (juurdepääsu kuupäev: 3.01.2014).
Populaarne keemiliste elementide raamatukogu: Kaltsium. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.01.2014).