Физикохимични свойства на калция. Свойства и приложение на калция

калций- елемент от основната подгрупа от втора група, четвърти период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (латински калций). Простото вещество калций (CAS номер: 7440-70-2) е мек, реактивен алкалоземен метал със сребристо бял цвят.

История и произход на името

Името на елемента идва от лат. calx (genitive calcis) - "вар", "мек камък". Предложено е от английския химик Хъмфри Дейви, който през 1808 г. изолира метален калций по електролитен метод. Дейви електролизира смес от мокра гасена вар с живачен оксид HgO върху платинена плоча, която служи като анод. Като катод служи платинена тел, потопена в течен живак. В резултат на електролиза се получава калциева амалгама. След като прогони живака от него, Дейви получи метал, наречен калций. Калциевите съединения - варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт на изпичане на варовик) се използват в строителната индустрия от няколко хилядолетия. До края на 18 век химиците смятали вара за просто тяло. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезия, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества.

Да бъдеш сред природата

Поради високата си химическа активност свободният калций не се среща в природата.

Калцият представлява 3,38% от масата на земната кора (5-то най-разпространено след кислорода, силиция, алуминия и желязото).

Изотопи

Калцият се среща в природата под формата на смес от шест изотопа: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, сред които най-разпространеният - 40 Ca - е 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калция пет са стабилни. Наскоро беше открито, че шестият изотоп 48 Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (изотопното му изобилие е само 0,187%), претърпява двоен бета разпад с период на полуразпад 5,3 × 10 19 години.

В скали и минерали

По-голямата част от калция се съдържа в силикати и алумосиликати на различни скали (гранити, гнайси и др.), особено в фелдшпат - анортит Ca.

Под формата на седиментни скали калциевите съединения са представени от тебешир и варовик, състоящи се главно от минерала калцит (CaCO 3). Кристалната форма на калцита - мрамор - се среща много по-рядко в природата.

Калциеви минерали като калцит CaCO 3, анхидрит CaSO 4, алабастър CaSO 4 0,5H 2 O и гипс CaSO 4 2H 2 O, флуорит CaF 2, апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), доломит MgCO 3 CaCO 3. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

Калцият, който енергично мигрира в земната кора и се натрупва в различни геохимични системи, образува 385 минерала (четвърти по брой минерали).

Миграция в земната кора

При естествената миграция на калция съществена роля играе "карбонатното равновесие", свързано с обратимата реакция на взаимодействието на калциев карбонат с вода и въглероден диоксид с образуването на разтворим бикарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(равновесието се измества наляво или надясно, в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Биогенната миграция играе огромна роля.

В биосферата

Калциевите съединения се намират в почти всички животински и растителни тъкани (вижте също по-долу). Значително количество калций се намира в живите организми. Така че, хидроксиапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, или, в друга нотация, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; черупките и черупките на много безгръбначни, яйчени черупки и др. са съставени от калциев карбонат CaCO 3. В живите тъкани на хората и животните 1,4-2% Ca (по масова част); в човешкото тяло с тегло 70 kg съдържанието на калций е около 1,7 kg (главно в състава на междуклетъчното вещество на костната тъкан).

Получаване

Свободният метален калций се получава чрез електролиза на стопилка, състояща се от CaCl 2 (75-80%) и KCl или от CaCl 2 и CaF 2, както и чрез алуминотермична редукция на CaO при 1170-1200 ° C:

4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Имоти

Физически свойства

Металът калций съществува в две алотропни модификации. До 443 ° C α-Ca с кубична лицево-центрирана решетка е стабилна (параметър a = 0,558 nm), по-висока е стабилната β-Ca с кубична центрирана по тялото решетка от типа α-Fe (параметър a = 0,448 nm). Стандартна енталпия Δ Х 0 на прехода α → β е 0,93 kJ / mol.

Химични свойства

В серията от стандартни потенциали калцият се намира вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca 2+ / Ca 0 е -2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2 + Q.

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото при кипене на вода бикарбонатът се разлага и CaCO 3 се утаява. Това явление води например до факта, че котлен камък се натрупва в чайника с течение на времето.

Приложение

Приложение на метален калций

Металотермия

Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Легиране на сплави

Чистият калций се използва за легиране на олово, използвано при производството на акумулаторни плочи, стартерни оловно-киселинни акумулатори, които не се нуждаят от поддръжка с нисък саморазряд. Също така металният калций се използва за производството на висококачествени калциеви бабити BKA.

Ядрен синтез

Изотопът 48 Ca е най-ефективният и често използван материал за производството на свръхтежки елементи и откриването на нови елементи в периодичната таблица. Например, в случай на използване на 48 Ca йони за получаване на свръхтежки елементи в ускорителите, ядрата на тези елементи се образуват стотици и хиляди пъти по-ефективно, отколкото при използване на други "снаряди" (йони).) Използва се във формата и за редукция на метали, както и при производството на цианамид калций (чрез нагряване на калциев карбид в азот при 1200 ° C, реакцията е екзотермична, провежда се в цианамидни пещи).

Калцият, както и неговите сплави с алуминий и магнезий, се използват в резервни термични електрически батерии като анод (например елемент на калциев хромат). Като катод в тези батерии се използва калциев хромат. Особеността на такива батерии е изключително дълъг срок на годност (десетилетия) в подходящо състояние, способност за работа при всякакви условия (пространство, високо налягане), висока специфична енергия по тегло и обем. Недостатък в кратка продължителност. Такива батерии се използват там, където е необходимо да се създаде колосална електрическа мощност за кратко време (балистични ракети, някои космически кораби и др.).

Освен това калциевите съединения се въвеждат в състава на лекарства за профилактика на остеопороза, във витаминни комплекси за бременни жени и възрастни хора.

Биологичната роля на калция

Калцият е често срещан макроелемент в растенията, животните и хората. При хората и другите гръбначни животни по-голямата част от него се съдържа в скелета и зъбите под формата на фосфати. Скелетите на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) са съставени от различни форми на калциев карбонат (вар). Калциевите йони участват в процесите на съсирване на кръвта, както и в осигуряването на постоянно осмотично налягане на кръвта. Калциевите йони служат и като един от универсалните вторични медиатори и регулират различни вътреклетъчни процеси – мускулна контракция, екзоцитоза, включително секрецията на хормони и невротрансмитери и др. Концентрацията на калций в цитоплазмата на човешките клетки е около 10-7 mol, в междуклетъчните течности около 10 3 mol.

Нуждата от калций зависи от възрастта. За възрастни необходимата дневна доза е от 800 до 1000 милиграма (mg), а за деца от 600 до 900 mg, което е много важно за децата поради интензивния растеж на скелета. По-голямата част от калция, влизащ в човешкото тяло с храната, се намира в млечните продукти, останалият калций се намира в месото, рибата и някои растителни продукти (особено бобовите растения съдържат много). Абсорбцията се извършва както в дебелото, така и в тънките черва и се улеснява от кисела среда, витамин D и витамин С, лактоза, ненаситени мастни киселини. Важна е и ролята на магнезия в калциевия метаболизъм, при липсата му калцият се „измива“ от костите и се отлага в бъбреците (камъни в бъбреците) и мускулите.

Усвояването на калция се възпрепятства от аспирин, оксалова киселина, естрогенни производни. Когато се комбинира с оксалова киселина, калцият произвежда неразтворими във вода съединения, които са компоненти на камъни в бъбреците.

Поради големия брой процеси, свързани с него, съдържанието на калций в кръвта се регулира прецизно и при правилно хранене не настъпва дефицит. Продължителното отсъствие от диетата може да причини спазми, болки в ставите, сънливост, дефекти в растежа и запек. По-дълбоките дефицити водят до постоянни мускулни крампи и остеопороза. Злоупотребата с кафе и алкохол може да бъде причина за дефицит на калций, тъй като част от него се отделя с урината.

Прекомерните дози калций и витамин D могат да причинят хиперкалциемия, последвана от интензивна калцификация на костите и тъканите (засягайки главно пикочната система). Продължителният излишък нарушава функционирането на мускулните и нервните тъкани, повишава съсирването на кръвта и намалява усвояването на цинк от костните клетки. Максималната дневна безопасна доза за възрастен е 1500 до 1800 милиграма.

Бременни и кърмещи жени - 1500 до 2000 mg.

Сред всички елементи на периодичната система могат да се разграничат няколко от тези, без които не само се развиват различни заболявания в живите организми, но като цяло е невъзможно да се живее и расте нормално. Един от тях е калцият.

Интересно е, че когато става дума за този метал, като просто вещество, той няма полза за хората, дори и вреда. Трябва обаче само да споменем Ca 2+ йони и веднага има много точки, характеризиращи тяхното значение.

Позиция на калция в периодичната система

Характеризирането на калция, както всеки друг елемент, започва с посочване на неговата позиция в периодичната таблица. В крайна сметка, това дава възможност да се научи много за даден атом:

ядрен заряд;
броят на електроните и протоните, неутроните;
степен на окисление, най-висока и най-ниска;
електронна конфигурация и други важни неща.

Елементът, който разглеждаме, се намира в четвъртия голям период от втората група, основната подгрупа и има сериен номер 20. Също така, химическата периодична таблица показва атомното тегло на калция - 40,08, което е средната стойност на съществуващата изотопи на даден атом.

Степента на окисление е едно, винаги постоянно, равно на +2. Формула CaO. Латинското наименование на елемента е калций, оттук и символът за атома на Са.

Характеристика на калция като просто вещество

При нормални условия този елемент е сребристо-бял метал. Формулата за калция като просто вещество е Ca. Поради високата си химическа активност, той е в състояние да образува много съединения, принадлежащи към различни класове.

В твърдо агрегатно състояние той не е включен в човешкото тяло, следователно е важен за промишлени и технически нужди (главно химически синтез).

Той е един от най-разпространените метали в земната кора, около 1,5%. Той принадлежи към групата на алкалоземните, тъй като при разтваряне във вода дава алкали, но в природата се среща под формата на множество минерали и соли. Много калций (400 mg / l) е включен в състава на морската вода.

Кристална клетка

Характеристиката на калция се обяснява със структурата на кристалната решетка, която може да бъде от два вида (тъй като има алфа и бета форма):

кубичен лицево центриран;
обемни.

Типът на връзката в молекулата е метален, в местата на решетката, както при всички метали, има атом-йони.

Да бъдеш сред природата

В природата има няколко основни вещества, които съдържат този елемент.

Морска вода.
Скали и минерали.
Живи организми (черупки и черупки, костна тъкан и т.н.).
Подземни води в земната кора.

Могат да бъдат идентифицирани следните видове скали и минерали, които са естествени източници на калций.

Доломитът е смес от калциев и магнезиев карбонат.
Флуоритът е калциев флуорид.
Гипс - CaSO 4 2H 2 O.
Калцит - тебешир, варовик, мрамор - калциев карбонат.
Алабастър - CaSO 4 0.5H 2 O.
Апатити.

Общо са изолирани около 350 различни минерала и скали, които съдържат калций.

Методи за получаване

Дълго време не беше възможно да се изолира металът в свободна форма, тъй като химическата му активност е висока, в природата не можете да го намерите в чиста форма. Следователно до 19 век (1808 г.) въпросният елемент е друга загадка, носена от периодичната таблица.

Английският химик Хъмфри Дейви успя да синтезира калция като метал. Именно той за първи път открива особеностите на взаимодействието на стопилки на твърди минерали и соли с електрически ток. Към днешна дата най-подходящият начин за получаване на този метал е електролизата на неговите соли, като:

смес от калциев и калиев хлорид;
смес от флуорид и калциев хлорид.

Също така е възможно да се извлече калций от неговия оксид чрез широко разпространения в металургията метод на алуминотермията.

Физически свойства

Физическите характеристики на калция могат да бъдат описани в няколко точки.

Агрегатно състояние - твърдо при нормални условия.
Точка на топене - 842 0 С.
Металът е мек и може да се реже с нож.
Цвят - сребристо бял, лъскав.
Притежава добри проводими и топлопроводими свойства.
При продължително нагряване той се превръща в течно, след това в парно състояние, губейки своите метални свойства. Точката на кипене е 1484 0 С.

Физическите свойства на калция имат една особеност. Когато се приложи натиск върху метал, той в даден момент губи своите метални свойства и способността да провежда електричество. Въпреки това, при по-нататъшно увеличаване на въздействието, той отново се възстановява и се проявява като свръхпроводник, превъзхождащ няколко пъти останалите елементи по отношение на тези показатели.

Химични свойства

Активността на този метал е много висока. Следователно има много взаимодействия, в които калцият влиза. Реакциите с всички неметали са общи за него, защото е много силен като редуктор.

При нормални условия той лесно реагира с образуването на съответните бинарни съединения с: халогени, кислород.
При нагряване: водород, азот, въглерод, силиций, фосфор, бор, сяра и др.
На открито той незабавно взаимодейства с въглероден диоксид и кислород, поради което се покрива със сив цвят.
Реагира бурно с киселини, понякога с възпаление.

Интересни свойства на калция се проявяват, когато става въпрос за него в състава на соли. И така, красиви пещери, растящи по тавана и стените, не са нищо повече от образувани с течение на времето от вода, въглероден диоксид и бикарбонат под въздействието на процеси в подземните води.

Като се има предвид колко активен е металът в нормалното си състояние, той се съхранява в лаборатории като алкални. В тъмни стъклени съдове, с плътно затворен капак и под слой керосин или парафин.

Качествена реакция на калциевия йон е цветът на пламъка в красив, наситен тухлено-червен цвят. Също така е възможно да се идентифицира металът в състава на съединенията чрез неразтворимо утаяване на някои от неговите соли (калциев карбонат, флуорид, сулфат, фосфат, силикат, сулфит).

Метални връзки

Разновидностите на металните съединения са, както следва:

оксид;
хидроксид;
калциеви соли (средни, киселинни, основни, двойни, комплексни).

Калциевият оксид, известен като CaO, се използва за създаване на строителен материал (вар). Ако гасите оксида с вода, получавате съответния хидроксид, който проявява свойствата на алкали.

От голямо практическо значение са различните калциеви соли, които се използват в различните сектори на икономиката. Какви видове соли съществуват, вече споменахме по-горе. Ще дадем примери за видовете тези съединения.

Средни соли - карбонат CaCO 3, фосфат Ca 3 (PO 4) 2 и др.
Киселинно - хидросулфат CaHSO 4.
Основен - бикарбонат (CaOH) 3 PO 4.
Комплекс - Cl 2.
Двойно - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

Именно под формата на съединения от този клас калцият е важен за биологичните системи, тъй като солите са източник на йони за тялото.

Биологична роля

Защо калцият е важен за човешкото тяло? Има няколко причини.

Именно йоните на този елемент са част от междуклетъчното вещество и тъканната течност, участващи в регулирането на механизмите на възбуждане, производството на хормони и невротрансмитери.
Калцият се натрупва в костите, зъбния емайл в количество от около 2,5% от общото телесно тегло. Това е доста и играе важна роля за укрепване на тези структури, поддържане на тяхната здравина и стабилност. Без това растежът на един организъм е невъзможен.
Съсирването на кръвта зависи и от въпросните йони.
Той е част от сърдечния мускул, участва в неговото възбуждане и свиване.
Участва в процесите на екзоцитоза и други вътреклетъчни промени.

Ако количеството на консумирания калций не е достатъчно, тогава се развиват заболявания като:

рахит;
остеопороза;
кръвни заболявания.

Дневната норма за възрастен е 1000 mg, а за деца от 9 години - 1300 mg. За да предотвратите излишък от този елемент в организма, не трябва да превишавате посочената доза. В противен случай може да се развие чревно заболяване.

За всички останали живи същества калцият е еднакво важен. Например, въпреки че много от тях нямат скелет, външните средства за укрепването им също са образувания от този метал. Между тях:

миди;
миди и стриди;
гъби;
коралови полипи.

Всички те се носят на гърба си или по принцип образуват в процеса на живот вид външен скелет, който ги предпазва от външни влияния и хищници. Основният му компонент са калциевите соли.

Гръбначните, както и хората, се нуждаят от въпросните йони за нормален растеж и развитие и ги получават с храната.

Има много опции, с които е възможно да се попълни липсващата норма на елемент в тялото. Най-доброто от всичко, разбира се, естествените методи - продукти, съдържащи желания атом. Въпреки това, ако по някаква причина това е недостатъчно или невъзможно, медицинският път също е приемлив.

И така, списъкът с храни, съдържащи калций, е нещо подобно:

млечни и кисели млечни продукти;
риба;
зеленина;
зърнени храни (елда, ориз, пълнозърнести печени изделия);
някои цитрусови плодове (портокали, мандарини);
бобови растения;
всички ядки (особено бадеми и орехи).

Ако сте алергични към някои продукти или не можете да ги използвате по друга причина, тогава препарати, съдържащи калций, ще помогнат за попълване на нивото на необходимия елемент в организма.

Всички те са соли на този метал, които имат способността лесно да се усвояват от организма, бързо да се абсорбират в кръвта и червата. Сред тях най-популярните и използвани са следните.

Калциев хлорид - разтвор за инжекции или перорално приложение за възрастни и деца. Различава се по концентрацията на сол в състава, използва се за "горещи инжекции", защото предизвиква точно такова усещане при инжектиране. Има форми с плодов сок за по-лесно поглъщане.
Предлага се под формата на таблетки (0,25 или 0,5 g) и разтвори за интравенозни инжекции. Често съдържа различни плодови добавки под формата на таблетки.
Калциев лактат - предлага се в таблетки от 0,5 g.

Калциевите съединения са известни от древни времена, но до 17 век. те не знаеха нищо за природата си. Египетските хоросани, използвани в пирамидите в Гиза, се основават на частично дехидратиран гипс CaSO 4 2H 2 O, който също е в основата на цялата мазилка в гробницата на Тутанкамон. Римляните са използвали хоросан от пясък и вар (получен чрез нагряване на CaCO 3 варовик): той е по-стабилен във влажния климат на Италия.

Името на елемента е от латинското calx, calcis - вар ("мек камък"). Предложено е от Г. Дейви през 1808 г., който изолира металния калций по електролитен метод. Дейви смесва влажна калциева "земя" (калциев оксид CaO) с живачен оксид HgO върху платинена плоча, която служи като анод. Като катод служи платинена тел, потопена в течен живак. В резултат на електролиза се получава метална амалгама, която може да се получи в чист вид чрез изпаряване на живак.

Калцият е петият най-разпространен елемент в земната кора и третият най-разпространен метал (след алуминия и желязото). Калцият представлява около 1,5% от общия брой атоми в земната кора. Много части от земната повърхност съдържат значителни седиментни отлагания на калциев карбонат, които са се образували от останките на древни морски организми. В тях това съединение се среща главно под формата на два вида минерали. Ромбоедричният калцит е по-често срещан; орторомбичният арагонит се образува в топли морета. Представители на първия вид минерали са самият калцит, както и доломит, мрамор, тебешир и исландски шпат. Бахамските острови, Флорида Кийс и басейнът на Червено море са образувани от огромни слоеве калциев карбонат под формата на арагонит. Други важни минерали са гипс CaSO 4 2H 2 O, анхидрит CaSO 4, флуорит CaF 2 и апатит Ca 5 (PO 4) 3 (Cl, OH, F). Значително количество калций се намира в естествените води под формата на бикарбонат ( см... ХИМИЯ НА ХИДРОСФЕРАТА). Калцият се намира и в организмите на много животни. Хидроксоапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH) е в основата на костната тъкан на гръбначните животни. Калциевият карбонат се състои главно от корали, черупки на мекотели, перли, яйчени черупки.

Металният калций се получава чрез електролиза на разтопен калциев хлорид, който е страничен продукт от процеса на Solvay или се образува при реакцията между солна киселина и калциев карбонат.

Относително мекият лъскав метал има бледожълт цвят. Той е химически по-малко активен от другите алкалоземни метали, тъй като е покрит със защитен оксидно-нитриден филм във въздуха. Може дори да се обработва на струг.

Калцият реагира активно с неметали. При нагряване в кислород и въздух се запалва. Калцият реагира с вода за освобождаване на водород и образуване на калциев хидроксид. Разтваря се в течен амоняк, за да образува тъмносини разтвори, от които при изпаряване можете да получите лъскав медно оцветен амоняк Ca (NH 3) 6.

Металният калций се използва главно като добавка. По този начин въвеждането на калций увеличава здравината на алуминиевите лагери. С помощта на калций се контролира съдържанието на въглерод в чугуна и бисмутът се отстранява от оловото. Използва се за отстраняване на кислород, сяра и фосфор от стоманата. Използва се също за абсорбиране на кислород и азот, по-специално за отстраняване на азотни примеси от технически аргон. Той служи като редуциращ агент при производството на други метали като хром, цирконий, торий и уран. Например, метален цирконий може да се получи от неговия диоксид: ZrO 2 + 2Ca = Zr + 2CaO. Калцият също реагира директно с водород, за да образува калциев хидрид CaH 2, който е удобен източник на водород.

Най-важният калциев халид е CaF 2 флуорид, тъй като като минерал (флуорит) той е единственият индустриално важен източник на флуор. Белият огнеупорен калциев флуорид е слабо разтворим във вода, което се използва при количествен анализ.

Калциевият хлорид CaCl 2 също е от голямо значение. Той е компонент на саламите за хладилни инсталации и за пълнене на гуми на трактори и други превозни средства. Калциевият хлорид се използва за премахване на сняг и лед от пътища и тротоари. Евтектична смес CaCl 2 –H 2 O, съдържаща 30 тегл. % CaCl 2, топи се при –55 ° С. Тази температура е значително по-ниска, отколкото в случай на смес от натриев хлорид с вода, за която минималната точка на топене е –18 ° С. Калциевият хлорид се използва също за защита на въглищата и руда от замръзване по време на транспортиране и съхранение. Използва се в бетонни смеси за ускоряване на началото на втвърдяването, увеличаване на началната и крайната якост на бетона. Калциевият хлорид е отпадъчен продукт от много химични технологични процеси, по-специално при едромащабно производство на сода. Потреблението на калциев хлорид обаче е значително по-ниско от производството му, поради което в близост до заводите за сода се образуват цели езера, пълни със саламура на CaCl 2. Такива езера за съхранение могат да се видят например в Донбас.

Най-широко използваните калциеви съединения са карбонат, оксид и хидроксид. Най-често срещаната форма на калциев карбонат е варовик. Смесеният калциев и магнезиев карбонат се нарича доломит. Варовикът и доломитът се използват като строителни материали, пътни настилки и реагенти, които намаляват киселинността на почвата. Те се добиват по целия свят в огромни количества. Калциевият карбонат CaCO 3 също е важен промишлен реагент, който е необходим за производството на калциев оксид (негасена вар) CaO и калциев хидроксид (гасена вар) Ca (OH) 2.

Калциевият оксид и хидроксидът са ключови вещества в много области на химическата, металургичната и машиностроената промишленост. CaO вар се произвежда в огромни количества в много страни и е сред първите десет химикали с максимално производство.

Големи количества вар се консумират при производството на стомана, където се използва за отстраняване на фосфор, сяра, силиций и манган. Процесът на преобразуване на кислород изисква 75 кг вар на тон стомана. Значително удължава живота на огнеупорната облицовка. Вар се използва и като лубрикант за изтегляне на стоманена тел и неутрализиране на течности за мариноване на отпадъци, съдържащи сярна киселина. Друга употреба в металургията е производството на магнезий.

Варът е най-разпространеният химикал, използван за третиране на питейни и промишлени водоизточници. Използва се заедно със стипца или железни соли за коагулиране на суспензии и премахване на мътността, както и за омекотяване на водата чрез премахване на временна (хидрокарбонатна) твърдост ( см... ПРЕЧИСТВАНЕ НА ВОДА)

Друга област на приложение на вар е неутрализирането на киселинни разтвори и промишлени отпадъци. С негова помощ се установява оптималната стойност на рН за биохимичното окисление на отпадъчните води. Варът се използва и в газови шайби за отстраняване на серен диоксид и сероводород от отпадъчни газове от електроцентрали за изкопаеми горива и пещи за топене на метали.

В химическата промишленост вар се използва при производството на калциев карбид (за последващо производство на ацетилен), калциев цианамид и много други вещества. Стъкларската индустрия също е важен потребител. Най-често срещаните очила съдържат около 12% калциев оксид. Инсектицид калциев арсенат, който се получава чрез неутрализиране на арсеновата киселина с вар, се използва широко за борба с памучен дървесник, трески молец, тютюнев червей и колорадски бръмбар. Важни фунгициди са варово-сулфатните аерозоли и бордоските смеси, които се получават от меден сулфат и калциев хидроксид.

Големи количества калциев хидроксид са необходими за целулозно-хартиената промишленост. В мелниците за хартия отработеният разтвор на натриев карбонат се обработва с вар, за да се регенерира сода каустик (натриев хидроксид NaOH), използвана в процеса. Около 95% от получената суспензия от калциев карбонат се изсушава и изпича отново във въртящи се пещи за възстановяване на калциевия оксид. Избелващите течности за хартиена маса, съдържащи калциев хипохлорит, се приготвят чрез взаимодействие на вар с хлор.

Производството на висококачествена хартия изисква използването на специално утаен калциев карбонат. За това варовикът първо се калцинира и въглеродният диоксид и калциевият оксид се събират отделно. След това последният се обработва с вода и отново се превръща в карбонат. Видът на образуваните кристали, както и техният размер и форма зависят от температурата, pH, скоростта на смесване, концентрацията и наличието на добавки. Малките кристали (по-малко от 45 микрона) често са покрити с мастни киселини, смоли или овлажняващи агенти. Калциевият карбонат придава на хартията яркост, непрозрачност, възприемчивост на мастилото и гладкост. При по-високи концентрации неутрализира високия блясък, причинен от каолиновите добавки и създава матово матово покритие. Такава хартия може да съдържа 5-50% (тегловно) утаен калциев карбонат. CaCO 3 се използва също като пълнител в каучуци, латекси, бои и емайли, както и в пластмаси (около 10% от теглото) за подобряване на тяхната топлоустойчивост, твърдост, твърдост и обработваемост.

В ежедневието и медицината утаеният калциев карбонат се използва като киселинно неутрализиращо средство, мек абразив в пастите за зъби, източник на допълнителен калций в диетите, компонент на дъвка и пълнител в козметиката.

Вар се използва и в млечната промишленост. Варовита вода (наситен разтвор на калциев хидроксид) често се добавя към сметаната, когато се отделя от пълномасленото мляко, за да се намали киселинността му преди пастьоризация и превръщане в масло. След това обезмасленото мляко се подкиселява, за да се отдели казеин, който се смесва с вар, за да се получи казеиново лепило. След ферментация на останалото обезмаслено мляко (суроватка), към него се добавя вар за изолиране на калциев лактат, който се използва в медицината или като суровина за последващо производство на млечна киселина. Производството на захар също е свързано с използването на вар. За утаяване на калциев захарат, който след това се пречиства от фосфат и органични примеси, суровият захарен сироп взаимодейства с вар. Последващото действие на въглеродния диоксид води до образуването на неразтворим калциев карбонат и пречистена разтворима захароза. Цикълът се повтаря няколко пъти. Тръстиковата захар обикновено изисква около 3-5 кг лайм на тон, а захарта от цвекло сто пъти повече, тоест около 1/2 тон лайм на тон захар.

Може да се отбележи и специфичната област на приложение на калциевия карбонат под формата на седеф. Това е материал, образуван от тънки слоеве калциев карбонат под формата на арагонит, държани заедно от протеиново лепило. След полиране блести с всички цветове на дъгата и става декоративен, много издръжлив, въпреки че е 95% калциев карбонат.

Калциевият сулфат обикновено съществува като дихидрат (гипс), въпреки че безводният калциев сулфат (анхидрит) също се добива. Известен е и алабастър – компактна, масивна, дребнозърнеста форма на CaSO 4 2H 2 O, напомняща мрамор. Ако гипсът се калцинира при 150-165 ° C, той губи около 2/3 от кристализационната вода и образува CaSO 4 · 0,5H 2 O хемихидрат, известен също като мазилка алабастър, или "парижка мазилка" (тъй като първоначално е получена от гипс, добит в Монмартър). Нагряването при по-висока температура води до образуване на различни безводни форми.

Въпреки че гипсът не се добива в същите количества като варовика, той остава индустриално важен материал. Почти целият калциниран гипс (95%) се използва за производството на полуфабрикати - основно стенни панели, а останалата част - в промишлени и строителни мазилки. Като абсорбира вода, полухидратът се разширява леко (с 0,2–0,3%) и това е основното, когато се използва за мазилка и мазилка. С помощта на добавки е възможно да се промени степента на нейното разширение в диапазона от 0,03-1,2%.

За калция образуването на комплексни съединения не е много характерно. Кислород-съдържащите комплекси, например, с EDTA или полифосфати, са от голямо значение в аналитичната химия и за отстраняването на калциевите йони от твърдата вода.

Калцият е един от макроелементите. Съдържанието му в тялото на възрастен (на базата на тегло от 65 кг) е 1,3 кг. Той е от съществено значение за образуването на кости и зъби, сърдечната честота и съсирването на кръвта. Основните източници на прием на калций в организма са млякото и млечните продукти. Дневната нужда е 0,8 g на ден. Усвояването на калциевите катиони се улеснява от млечната и лимонената киселина, докато фосфатните йони, оксалатните йони и фитиновата киселина възпрепятстват усвояването на калция поради образуването на комплекси и слабо разтворими соли. Тялото има сложна система за съхранение и освобождаване на калций.

Използването на калция като строителен материал за кости и зъби се дължи на факта, че калциевите йони не се използват в клетката. Концентрацията на калций се контролира от специални хормони, тяхното комбинирано действие запазва и поддържа структурата на костите.

Предполага се, че калциевите йони, свързвайки се с нервната мембрана, влияят на нейната пропускливост за други катиони. Очевидно той замества магнезиевите йони и по този начин активира някои ензими. Приемът на калциеви йони може да бъде съчетан с въвеждането на фосфат, който следователно се нарича калциев носител.

Установено е, че регулаторът на калциевите йони в различни видове мускули е саркоплазменият ретикулум (SR). Калциевите йони се натрупват в калций-свързващи протеини като калсекестрин. Последният свързва приблизително 43 Ca 2+ йона на мол протеин. Мускулното съкращение е свързано с освобождаването на калциеви йони от SR и неговото свързване в активните центрове на мускулните влакна. Концентрацията на калциеви йони в саркоплазмата се увеличава 100 пъти за няколко милисекунди. Принудителното изтичане на Ca 2+ йони от SR става много бързо. Веднага след освобождаването на калциеви йони, SR започва да ги изпомпва обратно. Мускулното съкращение възниква в резултат на появата на нервен импулс в двигателния нерв, завършващ в мускулното влакно, което предизвиква освобождаване на калциеви йони от неговите запаси.

Механизмът на коагулация на кръвта е каскаден процес, много етапи на който зависят от наличието на калциеви йони, които активират съответните ензими.

Натрупването на калций е характерна особеност на растежа на костите на зъбите, черупките и други подобни структури. От друга страна, повишаването на калция в нетипичните места води до образуване на камъни, остеоартрит, катаракта и артериални нарушения.

Елена Савинкина

Въпреки че калцият е много разпространен в целия свят, той не се среща в свободно състояние в природата.

Преди да научим как може да се получи чист калций, нека да разгледаме естествените калциеви съединения.

Калцият е метал. В периодичната таблица на Менделеев, калцият (Калций), Са има атомно число 20 инамира се във II група. Той е реактивен елемент и лесно взаимодейства с кислорода. Има сребристо бял цвят.

Естествени калциеви съединения

Откриваме калциеви съединения почти навсякъде.

Калциев карбонат,или калциев карбонат – това е най-разпространеното калциево съединение. Химическата му формула е CaCO 3. Мрамор, креда, варовик, раковина – всички тези вещества съдържат калциев карбонат с малко количество примеси. В калцита, чиято формула също е CaCO 3, няма абсолютно никакви примеси.

Калциев сулфатнаричан още калциев сулфат. Химическата формула на калциевия сулфат CaSO 4. Познатият ни минерален гипс е кристален хидрат CaSO 4 2H 2 O.

калциев фосфат,калциева сол на ортофосфорна киселина. Това е материалът, от който са изградени костите на хората и животните. Този минерал се нарича трикалциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2.

Калциев хлоридCaCl 2, или калциев хлорид, се среща в природата под формата на кристален хидрат CaCl 2 · 6H 2 O. При нагряване това съединение губи водни молекули.

Калциев флуорид CaF 2, или калциев флуорид, се намира естествено в минерала флуорит. А чистият кристален калциев дифлуорид се нарича флуорен шпат.

Но не винаги естествените калциеви съединения имат свойствата, от които хората се нуждаят. Следователно човекът се е научил изкуствено да превръща такива съединения в други вещества. Някои от тези изкуствени съединения са ни дори по-познати от естествените. Пример за това са гасената Ca (OH) 2 и CaO негасена вар, които се използват от хората от много дълго време. Много строителни материали като цимент, калциев карбид и белина също съдържат изкуствени калциеви съединения.

Какво е електролиза

Вероятно почти всички от нас са чували за явлението, наречено електролиза. Ще се опитаме да дадем най-простото описание на този процес.

Ако електрически ток се пропусне през водни разтвори на соли, в резултат на химични трансформации се образуват нови химични вещества. Процесите, които протичат в разтвора при преминаване на електрически ток през него се наричат електролиза. Всички тези процеси се изучават от наука, наречена електрохимия. Разбира се, процесът на електролиза може да се осъществи само в среда, която провежда ток. Водните разтвори на киселини, основи и соли са точно такава среда. Те се наричат електролити.

Електродите са потопени в електролита. Отрицателно зареден електрод се нарича катод. Положително зареден електрод се нарича анод. Когато електрически ток преминава през електролита, настъпва електролиза. В резултат на електролизата съставните части на разтворените вещества се утаяват върху електродите. На катода - положително зареден, на анода - отрицателен. Но върху самите електроди могат да възникнат вторични реакции, в резултат на което се образува вторично вещество.

Виждаме, че с помощта на електролизата се образуват химически продукти без използването на химикали.

Как се получава калций

В промишлеността калций може да се получи чрез електролиза на разтопен калциев хлорид CaCl 2.

CaCl 2 = Ca + Cl 2

При този процес ваната, изработена от графит, е анодът. Ваната се поставя в електрическа фурна. Катодът е желязна пръчка, която се движи по ширината на ваната, както и има способността да се издига и пада. Електролитът е разтопен калциев хлорид, който се излива във ваната. Катодът се спуска в електролита. Така започва процесът на електролиза. Под катода се образува разтопен калций. Когато катодът се издигне, калцият се втвърдява в точката на контакт с катода. Така постепенно, в процеса на повдигане на катода, калцият се натрупва под формата на пръчка. След това калциевият прът се отскача от катода.

За първи път чист калций е получен чрез електролиза през 1808 г.

Калцият се получава и от оксиди чрез алуминотермична редукция .

4CaO + 2Al -> CaAl 2 O 4 + Ca

В този случай калцият се получава под формата на пара. След това тази пара се кондензира.

Калцият е силно реактивен. Ето защо се използва широко в индустрията за редуциране на огнеупорни метали от оксиди, както и в производството на стомана и чугун.

Уфа държавен нефтен технически университет

Катедра по обща и аналитична химия

на тема: „Елемент калций. Имоти, разписка, приложение "

Подготвен от ученика на групата BTS-11-01 Прокаев Г.Л.

Доцент Краско С.А.

Въведение

История и произход на името

Да бъдеш сред природата

Получаване

Физически свойства

Химични свойства

Приложение на метален калций

Приложение на калциеви съединения

Биологична роля

Заключение

Библиография

Въведение

Калцият е елемент от основната подгрупа на втората група, четвъртия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (латински калций). Простото вещество калций (CAS номер: 7440-70-2) е мек, реактивен алкалоземен метал със сребристо бял цвят.

Калцият се нарича алкалоземен метал и се нарича S - елементи. На външно електронно ниво калцият има два електрона, така че дава съединения: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 и др. Калцият принадлежи към типичните метали - има голям афинитет към кислорода, редуцира почти всички метали от техните оксиди, образува доста силна основа Ca (OH) 2.

Въпреки повсеместното разпространение на елемент #20, дори химиците не всички са виждали елементарен калций. Но този метал, както външно, така и по поведение, изобщо не е подобен на алкалните метали, комуникацията с които е изпълнена с опасност от пожари и изгаряния. Може безопасно да се съхранява на въздух, не е запалим от вода.

Елементарният калций почти никога не се използва като структурен материал. Той е твърде активен за това. Калцият лесно реагира с кислород, сяра, халогени. Дори с азот и водород, той реагира при определени условия. Средата от въглеродни оксиди, инертна за повечето метали, е агресивна за калция. Той гори в атмосфера на CO и CO2.

История и произход на името

Калциевите съединения - варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт на изпичане на варовик) се използват в строителната индустрия от няколко хилядолетия. До края на 18 век химиците смятали вара за просто тяло. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезия, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества.

Да бъдеш сред природата

Поради високата си химическа активност свободният калций не се среща в природата.

Изотопи. Калцият се среща в природата под формата на смес от шест изотопа: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, сред които най-разпространеният - 40Ca - е 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калция пет са стабилни. Наскоро беше открито, че шестият изотоп 48Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (изотопното му изобилие е само 0,187%), претърпява двоен бета разпад с период на полуразпад 5,3 × 1019 години.

В скали и минерали. По-голямата част от калция се съдържа в силикати и алумосиликати на различни скали (гранити, гнайси и др.), особено в фелдшпат - анортит Ca.

Под формата на седиментни скали калциевите съединения са представени от креда и варовик, състоящи се главно от минерала калцит (CaCO3). Кристалната форма на калцита - мрамор - се среща много по-рядко в природата.

Доста широко разпространени са калциевите минерали като калцит CaCO3, анхидрит CaSO4, алабастър CaSO4 0,5H2O и гипс CaSO4 2H2O, флуорит CaF2, апатит Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), доломит MgCO3 CaCO3. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

Миграция в земната кора. При естествената миграция на калция съществена роля играе "карбонатното равновесие", свързано с обратимата реакция на взаимодействието на калциев карбонат с вода и въглероден диоксид с образуването на разтворим бикарбонат:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3) 2 ↔ Ca2 + + 2HCO3ˉ

(равновесието се измества наляво или надясно, в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Биогенна миграция. В биосферата калциевите съединения се намират в почти всички животински и растителни тъкани (вижте също по-долу). Значително количество калций се намира в живите организми. И така, хидроксиапатит Ca5 (PO4) 3OH, или, в друга нотация, 3Ca3 (PO4) 2 · Ca (OH) 2 - основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; черупките и черупките на много безгръбначни, яйчени черупки и др. са съставени от калциев карбонат CaCO3.В живите тъкани на хората и животните 1,4-2% Ca (по масова част); в човешкото тяло с тегло 70 kg съдържанието на калций е около 1,7 kg (главно в състава на междуклетъчното вещество на костната тъкан).

Получаване

Свободният метален калций се получава чрез електролиза на стопилка, състояща се от CaCl2 (75-80%) и KCl или от CaCl2 и CaF2, както и чрез алуминотермична редукция на CaO при 1170-1200 ° C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Разработен е и метод за получаване на калций чрез термична дисоциация на калциев карбид CaC2.

Физически свойства

Металът калций съществува в две алотропни модификации. Стабилен до 443°C α -Ca с кубична решетка, по-висока устойчивост β-Ca с кубичен тяло-центриран тип решетка α -Fe. Стандартна енталпия ΔH0 преход α → β е 0,93 kJ / mol.

Калцият е лек метал (d = 1,55), сребристо бял. Той е по-твърд и се топи при по-висока температура (851°C) в сравнение с натрия, който се намира до него в периодичната таблица. Това се дължи на факта, че има два електрона за един калциев йон в метал. Следователно химическата връзка между йони и електронния газ е по-силна от тази на натрия. При химичните реакции валентните електрони на калция се прехвърлят към атомите на други елементи. В този случай се образуват двойно заредени йони.

Химични свойства

Калцият е типичен алкалоземен метал. Реактивността на калция е висока, но по-ниска от тази на всички други алкалоземни метали. Той лесно взаимодейства с кислород, въглероден диоксид и влага във въздуха, поради което повърхността на металния калций обикновено е матово сива, така че в лабораторията калцият обикновено се съхранява, подобно на други алкалоземни метали, в плътно затворен буркан под слой керосин или течен парафин.

В серията от стандартни потенциали калцият се намира вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca2 + / Ca0 е -2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

2H2O = Ca (OH) 2 + H2 + Q.

Калцият реагира с активни неметали (кислород, хлор, бром) при нормални условия:

Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Когато се нагрява във въздух или кислород, калцият се запалва. Калцият взаимодейства с по-малко активни неметали (водород, бор, въглерод, силиций, азот, фосфор и други) при нагряване, например:

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

Ca + 2P = Ca3P2 (калциев фосфид),

калциеви фосфиди от съставите CaP и CaP5 също са известни;

Ca + Si = Ca2Si (калциев силицид),

също известни калциеви силициди от състава CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Ходът на горните реакции, като правило, е придружен от отделяне на голямо количество топлина (тоест тези реакции са екзотермични). При всички съединения с неметали степента на окисление на калция е +2. Повечето от калциевите съединения с неметали се разлагат лесно от вода, например:

CaH2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2, N2 + 3H2O = 3Ca (OH) 2 + 2NH3.

Йонът Ca2+ е безцветен. Когато разтворимите калциеви соли се вкарат в пламъка, пламъкът става тухленочервен.

Калциевите соли като хлорид CaCl2, бромид CaBr2, йодид CaI2 и нитрат Ca (NO3) 2 са лесно разтворими във вода. Флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3 (PO4) 2, оксалат CaC2O4 и някои други са неразтворими във вода.

От голямо значение е фактът, че за разлика от калциевия карбонат CaCO3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Ca (HCO3) 2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, проникне под земята и падне върху варовици, се наблюдава тяхното разтваряне:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2.

На същите места, където водата, наситена с калциев бикарбонат, излиза на повърхността на земята и се нагрява от слънчевите лъчи, протича обратната реакция:

Ca (HCO3) 2 = CaCO3 + CO2 + H2O.

Така в природата се пренасят големи маси от вещества. В резултат на това под земята могат да се образуват огромни пролуки, а в пещерите се образуват красиви каменни "ледени висулки" - сталактити и сталагмити.

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото при кипене на вода бикарбонатът се разлага и CaCO3 се утаява. Това явление води например до факта, че котлен камък се натрупва в чайника с течение на времето.

калций метален химически физичен

Основната употреба на металния калций е като редуциращ агент при производството на метали, особено никел, мед и неръждаема стомана. Калцият и неговият хидрид също се използват за получаване на трудно редуцируеми метали като хром, торий и уран. Калциевите оловни сплави се използват в акумулатори и лагерни сплави. Калциевите гранули се използват и за отстраняване на следи от въздух от вакуумно оборудване. Разтворимите калциеви и магнезиеви соли определят общата твърдост на водата. Ако те присъстват във водата в малки количества, тогава водата се нарича мека. С високо съдържание на тези соли водата се счита за твърда. Твърдостта се елиминира чрез кипене; за пълно елиминиране водата понякога се дестилира.

Металотермия

Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Легиране на сплави

Ядрен синтез

Приложение на калциеви съединения

Калциев хидрид. Чрез нагряване на калций във водородна атмосфера се получава CaH2 (калциев хидрид), който се използва в металургията (металотермия) и при производството на водород в полето.

Оптични и лазерни материали. Калциевият флуорид (флуорит) се използва под формата на монокристали в оптиката (астрономически обективи, лещи, призми) и като лазерен материал. Калциевият волфрамат (шеелит) под формата на монокристали се използва в лазерната технология, а също и като сцинтилатор.

Калциев карбид. Калциевият карбид CaC2 се използва широко за производството на ацетилен и за редуциране на метали, както и при производството на калциев цианамид (чрез нагряване на калциев карбид в азот при 1200 ° C, реакцията протича екзотермично, извършва се в цианамидни пещи) .

Химически източници на енергия. Калцият, както и неговите сплави с алуминий и магнезий, се използват в резервни термични електрически батерии като анод (например елемент на калциев хромат). Като катод в тези батерии се използва калциев хромат. Особеността на такива батерии е изключително дълъг срок на годност (десетилетия) в подходящо състояние, способност за работа при всякакви условия (пространство, високо налягане), висока специфична енергия по тегло и обем. Недостатък в кратка продължителност. Такива батерии се използват там, където е необходимо да се създаде колосална електрическа мощност за кратко време (балистични ракети, някои космически кораби и др.).

Огнеупорни материали. Калциевият оксид, както в свободна форма, така и като част от керамични смеси, се използва при производството на огнеупорни материали.

Лекарства. В медицината препарати Ca елиминират нарушенията, свързани с липсата на Ca йони в организма (с тетания, спазмофилия, рахит). Препаратите на Са намаляват свръхчувствителността към алергени и се използват за лечение на алергични заболявания (серумна болест, сънна треска и др.). Препаратите на Са намаляват повишената съдова пропускливост и имат противовъзпалителен ефект. Използват се при хеморагичен васкулит, лъчева болест, възпалителни процеси (пневмония, плеврит и др.) и някои кожни заболявания. Предписва се като кръвоспиращо средство, за подобряване на дейността на сърдечния мускул и засилване на действието на дигиталисните лекарства, като антидот при отравяне с магнезиеви соли. Заедно с други лекарства, препаратите на Са се използват за стимулиране на раждането. Са хлорид се прилага през устата и интравенозно.

Препаратите на Са също включват гипс (CaSO4), който се използва в хирургията за гипсови отливки, и креда (CaCO3), който се прилага през устата с повишена киселинност на стомашния сок и за приготвяне на зъбен прах.

Биологична роля

По-голямата част от калция, влизащ в човешкото тяло с храната, се намира в млечните продукти, останалият калций се намира в месото, рибата и някои растителни продукти (особено бобовите растения съдържат много). Абсорбцията се извършва както в дебелото, така и в тънките черва и се улеснява от кисела среда, витамин D и витамин С, лактоза, ненаситени мастни киселини. Важна е и ролята на магнезия в калциевия метаболизъм, при липсата му калцият се „измива“ от костите и се отлага в бъбреците (камъни в бъбреците) и мускулите.

Продукти Калций, mg / 100 g

Сусам 783

Коприва 713

Живовляк голям 412

Сардини в масло 330

Бръшлян Будра 289

Кучешка роза 257

Бадем 252

Живовляк ланцетолист. 248

Лешник 226

Крес 214

Суха соя 201

Деца под 3 години - 600 mg.

Деца от 4 до 10 години - 800 mg.

Деца от 10 до 13 години - 1000 mg.

Тийнейджъри от 13 до 16 години - 1200 mg.

Млади хора на 16 и повече години - 1000 mg.

Възрастни от 25 до 50 години - 800 до 1200 mg.

Бременни и кърмещи жени - 1500 до 2000 mg.

Заключение

Калцият е един от най-разпространените елементи на земята. В природата има много: скалите и глинестите скали се образуват от калциеви соли, намира се в морска и речна вода, част е от растителни и животински организми.

Калцият постоянно заобикаля жителите на града: почти всички основни строителни материали - бетон, стъкло, тухла, цимент, вар - съдържат този елемент в значителни количества.

Естествено, имайки такива химични свойства, калцият не може да бъде в свободно състояние в природата. Но калциевите съединения - както естествени, така и изкуствени - станаха от първостепенно значение.

Библиография

1.Редакционен съвет .: Кнунянц И.Л. (главен редактор) Химическа енциклопедия: в 5 тома - Москва: Съветска енциклопедия, 1990 .-- Т. 2. - С. 293 .-- 671 с.

2.Доронин. Н.А.Калций, Госхимиздат, 1962.191 с. С ил.

.Доценко В.А. - Лечебно-профилактично хранене. - Въпрос. храна, 2001 - N1-стр.21-25

4.Bilezikian J. P. Калций и костен метаболизъм // В: K. L. Becker, изд.

5.М.Х. Карапетянц, С.И. Дракин - Обща и неорганична химия, 2000. 592 с. С ил.