Siedepunkt von Calcium. Staub aus Öfen und Zementfabriken. In Steinen und Mineralien

Obwohl Calcium weltweit sehr weit verbreitet ist, kommt es in der Natur nicht in freiem Zustand vor.

Bevor wir erfahren, wie reines Calcium gewonnen werden kann, machen wir uns mit natürlichen Calciumverbindungen vertraut.

Kalzium ist ein Metall. Im Periodensystem von Mendeleev hat Calcium (Calcium), Ca die Ordnungszahl 20 undin Gruppe II angesiedelt. Dies ist ein chemisch aktives Element, das leicht mit Sauerstoff interagiert. Hat eine silbrig weiße Farbe.

Natürliche Calciumverbindungen

Calciumverbindungen kommen fast überall vor.

Kalziumkarbonat, oder Kalziumkarbonat – es ist die häufigste Calciumverbindung. Seine chemische Formel ist CaCO 3. Marmor, Kreide, Kalkstein, Muschelgestein - alle diese Substanzen enthalten Calciumcarbonat mit einer geringen Menge an Verunreinigungen. Es gibt überhaupt keine Verunreinigungen in Calcit, dessen Formel auch CaCO 3 ist.

Calciumsulfat auch Calciumsulfat genannt. Die chemische Formel von Calciumsulfat CaSO 4. Das uns bekannte Mineral Gips ist das kristalline CaSO 4 · 2H 2 O.

Kalziumphosphat, oder Calciumsalz von Phosphorsäure. Es ist das Material, aus dem die Knochen von Menschen und Tieren aufgebaut sind. Dieses Mineral heißt Tricalciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2.

CalciumchloridCaCl 2 oder Calciumchlorid kommt in der Natur in Form von kristallinem CaCl 2 · 6H 2 O-Hydrat vor, das beim Erhitzen Wassermoleküle verliert.

Calciumfluorid CaF 2 oder Fluorid Kalzium, in der Natur kann im Mineral Fluorit gefunden werden. Und reines kristallines Calciumdifluorid wird Flussspat genannt.

Doch nicht immer haben natürliche Calciumverbindungen die Eigenschaften, die der Mensch braucht. Daher hat der Mensch gelernt, solche Verbindungen künstlich in andere Substanzen umzuwandeln. Einige dieser künstlichen Verbindungen sind uns noch vertrauter als natürliche. Ein Beispiel ist gelöschtes Ca(OH) 2 und nicht gelöschter Kalk CaO, die schon sehr lange vom Menschen genutzt werden. Viele Baumaterialien wie Zement, Calciumcarbid und Bleichmittel enthalten auch künstliche Calciumverbindungen.

Was ist elektrolyse

Wahrscheinlich hat fast jeder von uns schon einmal von einem Phänomen namens Elektrolyse gehört. Wir werden versuchen, die einfachste Beschreibung dieses Prozesses zu geben.

Wenn ein elektrischer Strom durch wässrige Lösungen von Salzen geleitet wird, entstehen durch chemische Umwandlungen neue Chemikalien. Vorgänge, die in einer Lösung beim Durchlaufen ablaufen elektrischer Strom, und heißt Elektrolyse. All diese Prozesse werden von einer Wissenschaft namens Elektrochemie untersucht. Der Elektrolyseprozess kann natürlich nur in einem stromleitenden Medium stattfinden. Wässrige Lösungen von Säuren, Basen und Salzen sind ein solches Medium. Sie werden Elektrolyte genannt.

Die Elektroden werden in den Elektrolyten eingetaucht. Die negativ geladene Elektrode wird Kathode genannt. Eine positiv geladene Elektrode wird als Anode bezeichnet. Wenn ein elektrischer Strom durch den Elektrolyten fließt, findet eine Elektrolyse statt. Durch die Elektrolyse setzen sich die Bestandteile gelöster Stoffe an den Elektroden ab. An der Kathode sind sie positiv geladen, an der Anode sind sie negativ. An den Elektroden selbst können jedoch Nebenreaktionen ablaufen, wodurch ein Nebenstoff gebildet wird.

Wir sehen, dass mit Hilfe der Elektrolyse chemische Produkte ohne Verwendung chemischer Reagenzien gebildet werden.

Wie wird kalzium gewonnen

In der Industrie kann Calcium durch Elektrolyse von geschmolzenem Calciumchlorid CaCl 2 gewonnen werden.

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Anode ist bei diesem Verfahren ein Bad aus Graphit. Das Bad wird in einen Elektroofen gestellt. Eine Eisenstange, die sich entlang der Breite des Bades bewegt und auch die Fähigkeit hat, zu steigen und zu fallen, ist die Kathode. Der Elektrolyt ist geschmolzenes Calciumchlorid, das in das Bad gegossen wird. Die Kathode wird in den Elektrolyten abgesenkt. So beginnt der Elektrolyseprozess. Unter der Kathode bildet sich geschmolzenes Calcium. Wenn die Kathode aufsteigt, verfestigt sich Calcium an der Kontaktstelle mit der Kathode. Beim Anheben der Kathode baut sich also allmählich Kalzium in Form eines Stabes auf. Dann wird der Calciumstab von der Kathode abgeschlagen.

Reines Calcium wurde erstmals 1808 durch Elektrolyse gewonnen.

Calcium wird auch aus Oxiden durch aluminothermische Reduktion gewonnen. .

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

In diesem Fall wird Calcium in Form von Dampf gewonnen. Dieser Dampf wird dann kondensiert.

Calcium hat eine hohe chemische Aktivität. Aus diesem Grund wird es in der Industrie häufig zur Reduktion von Refraktärmetallen aus Oxiden sowie bei der Herstellung von Stahl und Eisen eingesetzt.

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 20. Es wird mit dem Symbol Ca (lat. Kalzium). Die einfache Substanz Calcium ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall, silbrig weiße Farbe.

Kalzium in der Umwelt

Es kommt in der Natur reichlich vor: Bergketten und Tongesteine ​​werden aus Calciumsalzen gebildet, es kommt in Meer- und Flusswasser vor und ist Bestandteil pflanzlicher und tierischer Organismen. Calcium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (Platz 5 im Überfluss nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope von Kalzium

Calcium kommt in der Natur als Mischung aus sechs Isotopen vor: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca und 48 Ca, von denen das häufigste – 40 Ca – 96,97 % ausmacht.

Von den sechs natürlich vorkommenden Calciumisotopen sind fünf stabil. Das sechste 48Ca-Isotop, das schwerste der sechs und sehr selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187 %), wurde kürzlich entdeckt, um einen doppelten Beta-Zerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 × 10 19 Jahren zu durchlaufen.

Der Calciumgehalt in Gesteinen und Mineralien

Großer Teil Kalzium ist in der Zusammensetzung von Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine ​​​​(Granit, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat - Anorthit Ca.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalkstein repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO 3) bestehen. Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur viel seltener vor.

Calciumminerale wie Calcit CaCO 3 , Anhydrit CaSO 4 , Alabaster CaSO 4 0,5H 2 O und Gips CaSO 4 2H 2 O, Fluorit CaF 2 , Apatite Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), Dolomit MgCO 3 CaCO 3 . Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen in Natürliches Wasser seine Härte wird bestimmt.

Calcium, das kräftig in wandert Erdkruste und sich in verschiedenen geochemischen Systemen ansammelt, bildet 385 Mineralien (vierter Platz in Bezug auf die Anzahl der Mineralien).

Wanderung von Calcium in der Erdkruste

Bei der natürlichen Wanderung von Calcium spielt das „Carbonatgleichgewicht“ eine bedeutende Rolle, verbunden mit der reversiblen Reaktion der Wechselwirkung von Calciumcarbonat mit Wasser und Kohlendioxid unter Bildung von löslichem Bicarbonat:

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

(das Gleichgewicht verschiebt sich je nach Kohlendioxidkonzentration nach links oder rechts).

Biogene Migration spielt eine wichtige Rolle.

Der Calciumgehalt in der Biosphäre

Calciumverbindungen kommen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). Eine erhebliche Menge an Kalzium ist Bestandteil lebender Organismen. Also Hydroxyapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH oder in einem anderen Eintrag 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - die Basis des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich Menschen; Schalen und Schalen vieler Wirbelloser bestehen aus Calciumcarbonat CaCO 3, Eierschale und andere In lebenden Geweben von Menschen und Tieren 1,4–2 % Ca (als Massenanteil); in einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Calciumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Zusammensetzung der interzellulären Substanz des Knochengewebes).

Kalzium bekommen

Calcium wurde erstmals 1808 von Davy durch Elektrolyse gewonnen. Aber wie andere Alkali- und Erdalkalimetalle kann Element Nr. 20 nicht durch Elektrolyse aus wässrigen Lösungen gewonnen werden. Calcium wird durch Elektrolyse seiner geschmolzenen Salze gewonnen.

Dies ist ein komplexer und energieintensiver Prozess. Calciumchlorid wird im Elektrolyseur unter Zugabe anderer Salze geschmolzen (sie werden benötigt, um den Schmelzpunkt von CaCl 2 zu senken).

Die Stahlkathode berührt nur die Elektrolytoberfläche; das freigesetzte Calcium bleibt daran haften und gefriert. Durch die Freisetzung von Calcium wird die Kathode allmählich angehoben und schließlich erhält man einen 50 ... 60 cm langen Calcium-"Barren", der entfernt, von der Stahlkathode abgeschlagen wird und der Vorgang von neuem beginnt. Mit der „Touch-Methode“ wird Calcium gewonnen, das stark mit Calciumchlorid, Eisen, Aluminium und Natrium verunreinigt ist. Es wird durch Umschmelzen in einer Argonatmosphäre gereinigt.

Wird die Stahlkathode durch eine mit Calcium legierbare Metallkathode ersetzt, so erhält man bei der Elektrolyse die entsprechende Legierung. Je nach Verwendungszweck kann es als Legierung verwendet oder durch Destillation im Vakuum reines Calcium gewonnen werden. So entstehen Calciumlegierungen mit Zink, Blei und Kupfer.

Eine andere Methode zur Gewinnung von Calcium - metallthermisch - wurde bereits 1865 von dem berühmten russischen Chemiker N.N. Beketov. Calcium wird mit Aluminium bei einem Druck von nur 0,01 mm Hg reduziert. Prozesstemperatur 1100...1200°C. Calcium wird somit in Form von Dampf gewonnen, der dann kondensiert wird.

IN letzten Jahren einen anderen Weg entwickelt, um das Element zu erhalten. Es basiert auf der thermischen Zersetzung von Calciumcarbid: Im Vakuum auf 1750°C erhitzt, zersetzt sich das Carbid unter Bildung von Calciumdampf und festem Graphit.

Physikalische Eigenschaften Kalzium

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist α-Ca mit kubisch flächenzentriertem Gitter stabil (Parameter a = 0,558 nm), darüber ist β-Ca stabil mit kubisch raumzentriertem Gitter vom Typ α-Fe (Parameter a = 0,448 nm). Standard-Enthalpie Δ h 0 des α → β-Übergangs beträgt 0,93 kJ/mol.

Mit einer allmählichen Druckerhöhung beginnt es, die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird kein Halbleiter im vollen Sinne des Wortes (es ist auch kein Metall mehr). Bei einer weiteren Druckerhöhung kehrt es in den metallischen Zustand zurück und beginnt, supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Supraleitungstemperatur ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft alle anderen Elemente in der Leitfähigkeit bei weitem). Das einzigartige Verhalten von Calcium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium.

Trotz der Allgegenwärtigkeit des Elements haben nicht einmal Chemiker elementares Calcium gesehen. Aber dieses Metall unterscheidet sich sowohl äußerlich als auch im Verhalten völlig von Alkalimetallen, deren Kontakt mit der Gefahr von Bränden und Verbrennungen behaftet ist. Es kann sicher an der Luft gelagert werden, es entzündet sich nicht durch Wasser. Die mechanischen Eigenschaften von elementarem Calcium machen es nicht zu einem „schwarzen Schaf“ in der Familie der Metalle: Calcium übertrifft viele von ihnen an Festigkeit und Härte; es kann verwandelt werden Drehbank, Drahtziehen, Schmieden, Pressen.

Dabei wird elementares Calcium fast nie als Baustoff verwendet. Dafür ist er zu aktiv. Calcium reagiert leicht mit Sauerstoff, Schwefel, Halogenen. Auch mit Stickstoff und Wasserstoff reagiert es unter bestimmten Bedingungen. Die Umgebung von Kohlenoxiden, die für die meisten Metalle inert ist, ist aggressiv für Calcium. Es brennt in einer Atmosphäre aus CO und CO 2 .

Natürlich kann Calcium mit solchen chemischen Eigenschaften in der Natur nicht in freiem Zustand gefunden werden. Aber Calciumverbindungen - sowohl natürliche als auch künstliche - sind von größter Bedeutung geworden.

Chemische Eigenschaften von Calcium

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als bei allen anderen Erdalkalimetallen. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Feuchtigkeit in der Luft, weshalb die Oberfläche von Calciummetall normalerweise mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor normalerweise wie andere Erdalkalimetalle in einem dicht verschlossenen Glas unter einer Schicht aufbewahrt wird aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

In der Reihe der Standardpotentiale steht Calcium links vom Wasserstoff. Das Standard-Elektrodenpotential des Paares Ca 2+ / Ca 0 beträgt −2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert, jedoch ohne Zündung:

Ca + 2 H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 + Q.

Mit aktiven Nichtmetallen (Sauerstoff, Chlor, Brom) reagiert Calcium unter normalen Bedingungen:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO, Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.

Beim Erhitzen an Luft oder Sauerstoff entzündet sich Calcium. Mit weniger aktiven Nichtmetallen (Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor und andere) interagiert Calcium beim Erhitzen, zum Beispiel:

Ca + H 2 \u003d CaH 2, Ca + 6B \u003d CaB 6,

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, Ca + 2C \u003d CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (Calciumphosphid), Calciumphosphide von CaP- und CaP 5 -Zusammensetzungen sind ebenfalls bekannt;

2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (Calciumsilizid), Calciumsilizide der Zusammensetzungen CaSi, Ca 3 Si 4 und CaSi 2 sind ebenfalls bekannt.

Der Verlauf der oben genannten Reaktionen wird in der Regel von der Freisetzung begleitet eine große Anzahl Hitze (das heißt, diese Reaktionen sind exotherm). In allen Verbindungen mit Nichtmetallen ist die Oxidationsstufe von Calcium +2. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden leicht durch Wasser zersetzt, zum Beispiel:

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,

Ca 3 N 2 + 3H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH 3.

Das Ca 2+ -Ion ist farblos. Wenn lösliche Calciumsalze in die Flamme gegeben werden, färbt sich die Flamme ziegelrot.

Calciumsalze wie CaCl 2 -Chlorid, CaBr 2 -Bromid, CaI 2 -Jodid und Ca(NO 3 ) 2 -Nitrat sind gut wasserlöslich. CaF 2 -Fluorid, CaCO 3 -Carbonat, CaSO 4 -Sulfat, Ca 3 (PO 4 ) 2 -Orthophosphat, CaC 2 O 4 -Oxalat und einige andere sind in Wasser unlöslich.

Wichtig ist die Tatsache, dass saures Calciumcarbonat (Hydrogencarbonat) Ca (HCO 3 ) 2 im Gegensatz zu Calciumcarbonat CaCO 3 wasserlöslich ist. In der Natur führt dies zu folgenden Prozessen. Wenn mit Kohlendioxid gesättigtes kaltes Regen- oder Flusswasser in den Untergrund eindringt und auf Kalksteine ​​fällt, wird deren Auflösung beobachtet:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.

An den gleichen Stellen, an denen mit Calciumbicarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche kommt und sich erwärmt Sonnenstrahlen, findet die Rückreaktion statt:

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

In der Natur findet also eine Übertragung großer Stoffmassen statt. Infolgedessen können sich unter der Erde riesige Lücken bilden, und in den Höhlen bilden sich wunderschöne steinerne "Eiszapfen" - Stalaktiten und Stalagmiten.

Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Wasserhärte. Es wird als temporär bezeichnet, weil sich beim Kochen von Wasser das Bicarbonat zersetzt und CaCO 3 ausfällt. Dieses Phänomen führt beispielsweise dazu, dass sich im Wasserkocher mit der Zeit Kalk bildet.

Anwendung Kalzium

Bis vor kurzem wurde fast nie metallisches Calcium verwendet. Die Vereinigten Staaten zum Beispiel verbrauchten vor dem Zweiten Weltkrieg nur 10 ... 25 Tonnen Kalzium pro Jahr, Deutschland - 5 ... 10 Tonnen, aber für die Entwicklung neuer Technologiebereiche sind viele seltene und hochschmelzende Metalle erforderlich. Es stellte sich heraus, dass Calcium für viele von ihnen ein sehr praktisches und aktives Reduktionsmittel ist, und das Element wurde bei der Herstellung von Thorium, Vanadium, Zirkonium, Beryllium, Niob, Uran, Tantal und anderen hochschmelzenden Metallen verwendet. Reines metallisches Calcium wird in der Metallothermie häufig zur Gewinnung seltener Metalle verwendet.

Aus reinem Calcium wird Blei legiert, das zur Herstellung von Batterieplatten, wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung, verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet.

Anwendungen von metallischem Calcium

Calciummetall wird hauptsächlich als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Metallen, insbesondere Nickel, Kupfer und Edelstahl, verwendet. Calcium und sein Hydrid werden auch verwendet, um schwer rückgewinnbare Metalle wie Chrom, Thorium und Uran zu gewinnen. Calcium-Blei-Legierungen werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch verwendet, um Luftspuren aus Elektrovakuumgeräten zu entfernen.

Natürliche Kreide in Form eines Pulvers ist in den Zusammensetzungen zum Polieren von Metallen enthalten. Es ist jedoch unmöglich, Ihre Zähne mit natürlichem Kreidepulver zu putzen, da es Reste von Schalen und Muscheln der kleinsten Tiere enthält, die eine erhöhte Härte haben und den Zahnschmelz zerstören.

VerwendungszweckKalziumbei der Kernfusion

Das 48 Ca-Isotop ist das effektivste und am weitesten verbreitete Material zur Herstellung von superschwere Elemente und die Entdeckung neuer Elemente des Periodensystems. Beispielsweise werden bei der Verwendung von 48 Ca-Ionen zur Herstellung superschwerer Elemente in Beschleunigern die Kerne dieser Elemente hundert- und tausendfach effizienter gebildet als bei der Verwendung anderer „Projektile“ (Ionen). Radioaktives Calcium wird in der Biologie und Medizin häufig als Isotopen-Tracer bei der Untersuchung von Mineralstoffwechselprozessen in einem lebenden Organismus verwendet. Mit seiner Hilfe wurde festgestellt, dass im Körper ein kontinuierlicher Austausch von Calciumionen zwischen Plasma, Weichteilen und sogar Knochengewebe stattfindet. Große Rolle 45 Ca spielte auch bei der Untersuchung von Stoffwechselprozessen in Böden und bei der Untersuchung der Prozesse der Calciumabsorption durch Pflanzen. Mit dem gleichen Isotop konnten Kontaminationsquellen von Stahl und Reinsteisen mit Calciumverbindungen während des Schmelzprozesses nachgewiesen werden.

Die Fähigkeit von Calcium, Sauerstoff und Stickstoff zu binden, ermöglichte die Verwendung zur Reinigung von Edelgasen und als Getter (Ein Getter ist eine Substanz, die dazu dient, Gase zu absorbieren und in elektronischen Geräten ein tiefes Vakuum zu erzeugen.) in Vakuumfunkgeräten .

Die Verwendung von Calciumverbindungen

Einige künstliche Kalziumverbindungen sind sogar noch bekannter und bekannter geworden als Kalkstein oder Gips. So wurde von den Baumeistern der Antike gelöschter Ca(OH) 2 und ungelöschter CaO-Kalk verwendet.

Auch Zement ist eine künstlich gewonnene Calciumverbindung. Zunächst wird eine Mischung aus Ton oder Sand mit Kalkstein gebrannt und Klinker gewonnen, der dann zu einem feinen grauen Pulver gemahlen wird. Sie können viel über Zement (oder besser gesagt über Zemente) sprechen, dies ist das Thema eines unabhängigen Artikels.

Gleiches gilt für Glas, das ebenfalls meist ein Element enthält.

Calciumhydrid

Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird CaH 2 (Calciumhydrid) gewonnen, das in der Metallurgie (Metallothermie) und bei der Herstellung von Wasserstoff im Feld verwendet wird.

Optische und Lasermaterialien

Calciumfluorid (Fluorit) wird in Form von Einkristallen in der Optik (astronomische Objektive, Linsen, Prismen) u. a. verwendet Lasermaterial. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator verwendet.

Calciumcarbid

Calciumcarbid ist eine Substanz, die beim Testen eines neuen Ofendesigns zufällig entdeckt wurde. In jüngerer Zeit wurde Calciumcarbid CaCl 2 hauptsächlich zum Autogenschweißen und -schneiden von Metallen verwendet. Wenn Karbid mit Wasser in Wechselwirkung tritt, entsteht Acetylen, und die Verbrennung von Acetylen in einem Sauerstoffstrahl ermöglicht es, eine Temperatur von fast 3000 °C zu erreichen. IN In letzter Zeit Acetylen und damit Karbid wird immer weniger zum Schweißen und immer mehr für die chemische Industrie verwendet.

Kalzium alschemische Stromquelle

Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen elektrischen Reservebatterien als Anode (z. B. ein Calcium-Chromat-Element) verwendet. Calciumchromat wird in solchen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist extrem langfristig Lagerung (Jahrzehnte) in einem geeigneten Zustand, die Fähigkeit, unter allen Bedingungen (Raum, hoher Druck) zu arbeiten, hohe spezifische Energie nach Gewicht und Volumen. Der Nachteil ist die kurze Dauer. Solche Batterien werden dort verwendet, wo es notwendig ist, für kurze Zeit kolossale elektrische Energie zu erzeugen (ballistische Raketen, einige Raumfahrzeuge usw.).

Feuerfeste Materialien ausKalzium

Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Bestandteil keramischer Mischungen zur Herstellung von feuerfesten Materialien verwendet.

Medikamente

Calciumverbindungen werden weithin als Antihistaminikum verwendet.

• Calciumchlorid
• Calciumgluconat
• Calciumglycerophosphat

Darüber hinaus werden Calciumverbindungen in die Zusammensetzung von Präparaten zur Vorbeugung von Osteoporose eingebracht, in Vitaminkomplexe für Schwangere und ältere Menschen.

Kalzium im menschlichen Körper

Calcium ist ein häufiger Makronährstoff in Pflanzen, Tieren und Menschen. Bei Menschen und anderen Wirbeltieren findet es sich hauptsächlich im Skelett und in den Zähnen in Form von Phosphaten. Von verschiedene Formen Calciumcarbonat (Kalk) besteht aus den Skeletten der meisten Gruppen von Wirbellosen (Schwämme, Korallenpolypen, Weichtiere usw.). Der Calciumbedarf ist altersabhängig. Für Erwachsene liegt die erforderliche Tagesdosis bei 800 bis 1000 Milligramm (mg), bei Kindern bei 600 bis 900 mg, was für Kinder aufgrund des intensiven Wachstums des Skeletts sehr wichtig ist. Das meiste Kalzium, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, findet sich in Milchprodukten, das restliche Kalzium findet sich in Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Lebensmitteln (Hülsenfrüchte sind besonders reichhaltig).

Die Assimilation von Calcium wird durch Aspirin, Oxalsäure, Östrogenderivate verhindert. In Kombination mit Oxalsäure ergibt Calcium wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind.

Übermäßige Dosen von Calcium und Vitamin D können eine Hyperkalzämie verursachen, gefolgt von einer intensiven Verkalkung von Knochen und Gewebe (die hauptsächlich das Harnsystem betrifft). Die maximale sichere Tagesdosis für einen Erwachsenen beträgt 1500 bis 1800 Milligramm.

Kalzium in hartem Wasser

Den durch ein Wort „Härte“ definierten Eigenschaftskomplex verleihen dem Wasser die darin gelösten Calcium- und Magnesiumsalze. Hartes Wasser ist in vielen Lebenslagen ungeeignet. Es bildet in Dampfkesseln und Kesselanlagen eine Kalkschicht, erschwert das Färben und Waschen von Stoffen, eignet sich aber zur Seifenherstellung und zum Emulgieren in der Parfümindustrie. In der Vergangenheit, als die Wasserenthärtungsmethoden nicht perfekt waren, befanden sich Textil- und Parfümunternehmen daher normalerweise in der Nähe von Quellen mit „weichem“ Wasser.

Unterscheiden Sie zwischen temporärer und permanenter Härte. Temporäre (oder Carbonat-) Härte wird Wasser durch lösliche Bicarbonate Ca (HCO 3) 2 und Mg (HCO 3) 2 verliehen. Es kann durch einfaches Kochen beseitigt werden, bei dem Bicarbonate in wasserunlösliche Calcium- und Magnesiumcarbonate umgewandelt werden.

Dauerhärte wird durch Sulfate und Chloride derselben Metalle erzeugt. Und es kann beseitigt werden, aber es ist viel schwieriger, es zu tun.

Die Summe beider Härten ist die Gesamthärte des Wassers. Es wird in verschiedenen Ländern unterschiedlich bewertet. Es ist üblich, die Wasserhärte als die Anzahl von Milligramm-Äquivalenten von Calcium und Magnesium in einem Liter Wasser auszudrücken. Wenn weniger als 4 mEq in einem Liter Wasser enthalten sind, gilt das Wasser als weich; mit zunehmender Konzentration immer starrer und, wenn der Gehalt 12 Einheiten übersteigt, sehr starr.

Die Wasserhärte wird in der Regel mit einer Seifenlösung bestimmt. Eine solche Lösung (einer bestimmten Konzentration) wird tropfenweise zu einer abgemessenen Menge Wasser gegeben. Solange Ca 2+ - oder Mg 2+ -Ionen im Wasser vorhanden sind, stören sie die Schaumbildung. Entsprechend den Kosten der Seifenlösung vor dem Auftreten von Schaum wird der Gehalt an Ca 2+ - und Mg 2+ -Ionen berechnet.

Interessanterweise wurde früher auf ähnliche Weise die Wasserhärte bestimmt Antikes Rom. Als Reagenz diente nur Rotwein – dessen Farbstoffe ebenfalls mit Calcium- und Magnesiumionen einen Niederschlag bilden.

Calciumspeicherung

Metallisches Calcium kann in Stücken von 0,5 bis 60 kg lange gelagert werden. Solche Stücke werden in Papiertüten aufbewahrt, die in verzinkten Eisenfässern mit gelöteten und lackierten Nähten eingeschlossen sind. Dicht verschlossene Fässer werden eingesetzt Holzkisten. Stücke mit einem Gewicht von weniger als 0,5 kg können nicht lange gelagert werden - sie verwandeln sich schnell in Oxid, Hydroxid und Calciumcarbonat.

Kalzium- Element der 4. Periode und PA-Gruppe des Periodensystems, Seriennummer 20. Elektronische Formel Atom [ 18 Ar] 4s 2 , Oxidationsstufen +2 und 0. Bezieht sich auf Erdalkalimetalle. Es hat eine niedrige Elektronegativität (1,04) und weist metallische (basische) Eigenschaften auf. Bildet (als Kation) zahlreiche Salze und binäre Verbindungen. Viele Calciumsalze sind in Wasser schwer löslich. In der Natur - sechste nach chemischer Häufigkeit ist das Element (das dritte unter den Metallen) in gebundene Form. Lebenswichtig wichtiges Element für alle Organismen Der Calciummangel im Boden wird durch das Einbringen von Kalkdünger (CaCO 3, CaO, Kalkstickstoff CaCN 2 usw.) ausgeglichen. Calcium, Calciumkation und ihre Verbindungen färben die Flamme eines Gasbrenners dunkelorange ( qualitativer Nachweis).

Kalziumca

Silberweißes Metall, weich, dehnbar. An feuchter Luft läuft es an und überzieht sich mit einem Film aus CaO und Ca(OH) 2. Sehr reaktiv; entzündet sich beim Erhitzen an Luft, reagiert mit Wasserstoff, Chlor, Schwefel und Graphit:

Reduziert andere Metalle aus ihren Oxiden (industriell wichtige Methode — Kalziumthermie):

Kassenbon Kalzium hinein Industrie:

Calcium wird verwendet, um nichtmetallische Verunreinigungen aus Metalllegierungen zu entfernen, als Bestandteil von Leicht- und Gleitlegierungen, um seltene Metalle aus ihren Oxiden zu isolieren.

Calciumoxid CaO

basisches Oxid. Der technische Name ist Branntkalk. Weiß, stark hygroskopisch. Hat eine ionische Struktur Ca 2+ O 2– . Feuerfest, thermisch stabil, flüchtig bei Entzündung. Absorbiert Feuchtigkeit und Kohlendioxid aus der Luft. Reagiert heftig mit Wasser (hoch Exo- Wirkung), bildet eine stark alkalische Lösung (Hydroxidausfällung möglich), der Vorgang wird als Kalklöschung bezeichnet. Reagiert mit Säuren, Metall- und Nichtmetalloxiden. Es wird zur Synthese anderer Calciumverbindungen, bei der Herstellung von Ca (OH) 2, CaC 2 und verwendet Mineraldünger, als Flussmittel in der Metallurgie, als Katalysator in der organischen Synthese, als Bestandteil von Bindemitteln im Bauwesen.

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

Kassenbon Cao in der Industrie– Kalkrösten (900-1200 °С):

CaCO3 = CaO + CO2

Calciumhydroxid Ca(OH) 2

basisches Hydroxid. Der Fachname ist gelöschter Kalk. Weiß, hygroskopisch. Es hat eine ionische Struktur Ca 2+ (OH -) 2. Zersetzt sich bei mäßiger Hitze. Absorbiert Feuchtigkeit und Kohlendioxid aus der Luft. Leicht löslich in kaltes Wasser(es bildet sich eine alkalische Lösung), noch weniger - in kochendem Wasser. Eine klare Lösung (Kalkwasser) wird durch die Ausfällung von Hydroxid schnell trüb (die Suspension heißt Kalkmilch). Eine qualitative Reaktion auf das Ca 2+ -Ion ist der Durchgang von Kohlendioxid durch Kalkwasser mit dem Auftreten eines Niederschlags von CaCO 3 und dessen Übergang in Lösung. Reagiert mit Säuren und Säureoxiden, geht Ionenaustauschreaktionen ein. Es wird bei der Herstellung von Glas-, Tünche-, Kalk-Mineraldüngern, zur Ätzung und Erweichung von Soda verwendet. frisches Wasser, sowie zur Herstellung von Kalk Mörser- pastöse Mischungen (Sand + gelöschter Kalk + Wasser), die als Bindemittel für Stein u. dienen Mauerwerk, Verputzen (Verputzen) von Wänden und andere Bauzwecke. Das Aushärten ("Festfressen") solcher Lösungen ist auf die Aufnahme von Kohlendioxid aus der Luft zurückzuführen.

CALCIUM (lat. Calcium), Ca, ein chemisches Element der Gruppe II der Kurzform (2. Gruppe der Langform) des Periodensystems; bezieht sich auf Erdalkalimetalle; Ordnungszahl 20; Atommasse 40.078. In der Natur gibt es 6 stabile Isotope: 40 Ca (96,941 %), 42 Ca (0,647 %), 43 Ca (0,135 %), 44 Ca (2,086 %), 46 Ca (0,004 %), 48 Ca (0,187 %). ; künstlich gewonnene Radioisotope mit den Massenzahlen 34-54.

Geschichtlicher Bezug. Viele natürliche Calciumverbindungen waren schon in der Antike bekannt und fanden breite Anwendung im Bauwesen (z. B. Gips, Kalk, Marmor). Metallisches Calcium wurde erstmals 1808 von G. Davy bei der Elektrolyse einer Mischung aus CaO- und HgO-Oxiden und anschließender Zersetzung des gebildeten Calciumamalgams isoliert. Der Name kommt vom lateinischen calx (Genitiv calcis) - Kalk, weicher Stein.

Verbreitung in der Natur. Der Calciumgehalt in der Erdkruste beträgt 3,38 Masse-%. Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt es nicht im freien Zustand vor. Die häufigsten Mineralien sind Anorthit Ca, Anhydrit CaSO 4, Apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), Gips CaSO 4 2H 2 O, Calcit und Aragonit CaCO 3, Perowskit CaTiO 3, Fluorit CaF 2, Scheelit CaWO 4 . Calciummineralien sind Teil von Sedimentgesteinen (z. B. Kalkstein), magmatischen und metamorphen Gesteinen. Calciumverbindungen kommen in lebenden Organismen vor: Sie sind die Hauptbestandteile von Knochengeweben von Wirbeltieren (Hydroxyapatit, Fluorapatit), Korallenskeletten, Muschelschalen (Calciumcarbonat und Phosphate) usw. Das Vorhandensein von Ca 2+ -Ionen bestimmt die Wasserhärte .

Eigenschaften. Die Konfiguration der äußeren Elektronenhülle des Calciumatoms ist 4s 2 ; in Verbindungen weist es eine Oxidationsstufe von +2, selten +1 auf; Pauling-Elektronegativität 1,00, Atomradius 180 pm, Ca 2+ -Ionenradius 114 pm (Koordinationszahl 6). Calcium ist ein silbrig-weißes Weichmetall; bis 443 °С ist die Modifikation mit einem kubisch flächenzentrierten Kristallgitter stabil, über 443 °С - mit einem kubisch raumzentrierten Gitter; t pl 842°С, t kip 1484 °С, Dichte 1550 kg/m3; Wärmeleitfähigkeit 125,6 W/(m·K).

Calcium ist ein Metall mit hoher chemischer Aktivität (Lagerung in hermetisch verschlossenen Gefäßen oder unter einer Mineralölschicht). Unter normalen Bedingungen interagiert es beim Erhitzen leicht mit Sauerstoff (Calciumoxid CaO wird gebildet) - mit Wasserstoff (CaH 2 -Hydrid), Halogenen (Calciumhalogeniden), Bor (CaB 6 -Borid), Kohlenstoff (Calciumcarbid CaC 2), Silizium (Ca-Silizide 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), Stickstoff (Ca 3 N 2 -Nitrid), Phosphor (Ca 3 P 2 -, CaP-, CaP 5 -Phosphide), Chalkogene (CaX-Chalkogenide, wobei X S ist, Se, Die). Calcium interagiert mit anderen Metallen (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn usw.), um intermetallische Verbindungen zu bilden. Metallisches Calcium reagiert mit Wasser unter Bildung von Calciumhydroxid Ca(OH) 2 und H 2 . Interagiert heftig mit den meisten Säuren und bildet die entsprechenden Salze (z. B. Calciumnitrat, Calciumsulfat, Calciumphosphate). Es löst sich in flüssigem Ammoniak zu einer dunkelblauen Lösung mit metallischer Leitfähigkeit auf. Beim Verdampfen von Ammoniak wird aus einer solchen Lösung Ammoniak freigesetzt. Calcium reagiert nach und nach mit Ammoniak zum Amid Ca(NH 2 ) 2 . Es bildet verschiedene Komplexverbindungen, von größter Bedeutung sind Komplexe mit sauerstoffhaltigen mehrzähnigen Liganden, zB Ca-Komplexonaten.

Biologische Rolle. Calcium bezieht sich auf biogene Elemente. Der tägliche Calciumbedarf des Menschen beträgt ca. 1 g Calciumionen sind in lebenden Organismen an Prozessen der Muskelkontraktion und der Übertragung von Nervenimpulsen beteiligt.

Kassenbon. Calciummetall wird durch elektrolytische und metallothermische Verfahren gewonnen. Das elektrolytische Verfahren basiert auf der Elektrolyse von geschmolzenem Calciumchlorid mit einer Kontaktkathode oder einer flüssigen Kupfer-Calcium-Kathode. Calcium wird aus der resultierenden Kupfer-Calcium-Legierung bei einer Temperatur von 1000–1080 °C und einem Druck von 13–20 kPa abdestilliert. Das metallothermische Verfahren basiert auf der Reduktion von Calcium aus seinem Oxid mit Aluminium oder Silizium bei 1100-1200 °C. Dabei entsteht Aluminat oder Calciumsilikat sowie gasförmiges Calcium, das anschließend kondensiert wird. Weltproduktion von Calciumverbindungen und kalziumhaltigen Materialien, etwa 1 Milliarde Tonnen/Jahr (1998).

Anwendung. Calcium wird als Reduktionsmittel bei der Herstellung vieler Metalle (Rb, Cs, Zr, Hf, V usw.) verwendet. Calciumsilizide sowie Calciumlegierungen mit Natrium, Zink und anderen Metallen werden als Desoxidationsmittel und Entschwefelungsmittel für einige Legierungen und Öl, zum Reinigen von Argon von Sauerstoff und Stickstoff und als Gasabsorber in Vakuumgeräten verwendet. CaCl 2 -Chlorid wird als Trockenmittel in der chemischen Synthese verwendet, Gips wird in der Medizin verwendet. Calciumsilikate sind die Hauptbestandteile von Zement.

Lit.: Rodyakin VV Calcium, seine Verbindungen und Legierungen. M, 1967; Spitsyn V. I., Martynenko L. I. Anorganische Chemie. M., 1994. Teil 2; Anorganische Chemie / Herausgegeben von Yu D. Tretyakov. M., 2004. T. 2.

L. N. Komissarova, M. A. Ryumin.

Calciumverbindungen- Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk - ein Produkt aus Kalkstein) werden seit der Antike im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als eine einfache Substanz. 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselerde komplexe Substanzen sind. 1808 unterzog Davy eine Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk mit Quecksilberoxid einer Elektrolyse mit einer Quecksilberkathode, stellte ein Calciumamalgam her, und nachdem er Quecksilber daraus ausgetrieben hatte, erhielt er ein Metall namens "Calcium" (von lat. Kalx, Gattung. Fall calcis - Kalk).

Anordnung von Elektronen in Bahnen.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Calcium wird als Erdalkalimetall bezeichnet, es wird als S-Element klassifiziert. Auf der externen elektronischen Ebene hat Calcium zwei Elektronen und ergibt daher Verbindungen: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 usw. Calcium gehört zu den typischen Metallen - es hat eine hohe Affinität zu Sauerstoff, reduziert fast alle Metalle aus ihren Oxiden und bildet eine ziemlich starke Base Ca (OH) 2.

Die Kristallgitter von Metallen können sein verschiedene Arten Calcium hingegen ist durch ein kubisch flächenzentriertes Gitter gekennzeichnet.

Die Größe, Form und gegenseitige Anordnung von Kristallen in Metallen werden durch metallographische Methoden emittiert. Die umfassendste Beurteilung der Metallstruktur in dieser Hinsicht wird durch die mikroskopische Analyse ihres Dünnschliffs gegeben. Aus dem zu prüfenden Metall wird eine Probe herausgeschnitten, deren Ebene geschliffen, poliert und mit einer speziellen Lösung (Ätzmittel) geätzt wird. Durch das Ätzen wird die Struktur der Probe hervorgehoben, die mit einem metallographischen Mikroskop untersucht oder fotografiert wird.

Calcium ist ein Leichtmetall (d = 1,55), silberweiß gefärbt. Es ist härter und schmilzt bei mehr hohe Temperatur(851 °C) im Vergleich zu Natrium, das im Periodensystem daneben angeordnet ist. Dies liegt daran, dass im Metall zwei Elektronen pro Calciumion vorhanden sind. Daher ist die chemische Bindung zwischen Ionen und Elektronengas stärker als die von Natrium. Bei chemische Reaktionen Valenzelektronen von Calcium gehen zu den Atomen anderer Elemente über. Dabei entstehen doppelt geladene Ionen.

Calcium ist sehr reaktiv mit Metallen, insbesondere mit Sauerstoff. An der Luft oxidiert es langsamer als Alkalimetalle, da der Oxidfilm darauf weniger sauerstoffdurchlässig ist. Beim Erhitzen verbrennt Kalzium unter Freisetzung enormer Wärmemengen:

Calcium reagiert mit Wasser, verdrängt Wasserstoff und bildet eine Base:

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

Aufgrund seiner großen Reaktivität mit Sauerstoff findet Calcium eine gewisse Verwendung bei der Gewinnung seltener Metalle aus ihren Oxiden. Metalloxide werden zusammen mit Kalziumspänen erhitzt; als Ergebnis der Reaktionen werden Calciumoxid und ein Metall erhalten. Die Verwendung von Calcium und einigen seiner Legierungen zur sogenannten Desoxidation von Metallen beruht auf der gleichen Eigenschaft. Calcium wird geschmolzenem Metall zugesetzt und entfernt Spuren von gelöstem Sauerstoff; das entstehende Calciumoxid schwimmt an der Metalloberfläche. Calcium ist Bestandteil einiger Legierungen.

Calcium wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Calciumchlorid oder durch das aluminothermische Verfahren gewonnen. Calciumoxid oder gelöschter Kalk ist ein weißes Pulver, das bei 2570 °C schmilzt. Es wird durch Kalzinieren von Kalkstein gewonnen:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Calciumoxid ist ein basisches Oxid, reagiert also mit Säuren und Säureanhydriden. Mit Wasser ergibt es eine Base - Calciumhydroxid:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Die Zugabe von Wasser zu Calciumoxid, Kalklöschung genannt, erfolgt unter Freisetzung einer großen Wärmemenge. Ein Teil des Wassers wird in Dampf umgewandelt. Calciumhydroxid oder gelöschter Kalk ist eine weiße Substanz, die in Wasser leicht löslich ist. Eine wässrige Lösung von Calciumhydroxid wird als Kalkwasser bezeichnet. Eine solche Lösung hat ziemlich stark alkalische Eigenschaften, da Calciumhydroxid gut dissoziiert:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

Im Vergleich zu Hydraten von Alkalimetalloxiden ist Calciumhydroxid eine schwächere Base. Dies erklärt sich dadurch, dass das Calciumion doppelt geladen ist und Hydroxylgruppen stärker anzieht.

Hydrathaltiger Kalk und seine Lösung, Kalkwasser genannt, reagieren mit Säuren und Säureanhydriden, einschließlich Kohlendioxid. Kalkwasser wird in Labors zum Nachweis von Kohlendioxid verwendet, da das dabei entstehende unlösliche Calciumcarbonat das Wasser trübe macht:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Wenn jedoch Kohlendioxid längere Zeit hindurchgeleitet wird, wird die Lösung wieder transparent. Dies liegt daran, dass Calciumcarbonat in ein lösliches Salz umgewandelt wird - Calciumbicarbonat:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

In der Industrie wird Calcium auf zwei Wegen gewonnen:

Durch Erhitzen einer brikettierten Mischung aus CaO und Al-Pulver auf 1200°C in einem Vakuum von 0,01 - 0,02 mm. rt. Kunst.; freigesetzt durch die Reaktion:

6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Calciumdampf kondensiert auf einer kalten Oberfläche.

Durch Elektrolyse einer Schmelze aus CaCl2 und KCl mit einer flüssigen Kupfer-Calcium-Kathode wird eine Legierung aus Cu - Ca (65 % Ca) hergestellt, aus der Calcium bei einer Temperatur von 950 - 1000 °C im Vakuum abdestilliert wird 0,1 - 0,001 mmHg.

Es wurde auch ein Verfahren zur Gewinnung von Calcium durch thermische Dissoziation von Calciumcarbid CaC2 entwickelt.

Calcium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente in der Natur. Es enthält ungefähr 3% (Masse) in der Erdkruste. Calciumsalze bilden in der Natur große Ansammlungen in Form von Carbonaten (Kreide, Marmor), Sulfaten (Gips), Phosphaten (Phosphorite). Unter der Einwirkung von Wasser und Kohlendioxid gehen Karbonate in Form von Kohlenwasserstoffen in Lösung und werden von Grund- und Flussgewässern über weite Strecken transportiert. Beim Auswaschen von Calciumsalzen können sich Höhlen bilden. Durch Verdunstung von Wasser oder Temperaturerhöhung können sich an neuer Stelle Kalkablagerungen bilden. So entstehen beispielsweise in Höhlen Stalaktiten und Stalagmiten.

Lösliche Calcium- und Magnesiumsalze bestimmen die Gesamthärte des Wassers. Wenn sie in geringen Mengen im Wasser vorhanden sind, wird das Wasser als weich bezeichnet. Bei einem hohen Gehalt dieser Salze (100 - 200 mg Calciumsalze - in 1 Liter in Bezug auf Ionen) gilt Wasser als hart. In solchem ​​Wasser schäumt Seife schlecht, da Calcium- und Magnesiumsalze damit unlösliche Verbindungen eingehen. Funktioniert nicht gut in hartem Wasser Lebensmittel, und wenn es gekocht wird, bildet es Ablagerungen an den Wänden von Dampfkesseln. Zunder leitet die Wärme schlecht, erhöht den Brennstoffverbrauch und beschleunigt den Verschleiß der Kesselwände. Schuppenbildung - schwieriger Prozess. Beim Erhitzen zersetzen sich die sauren Salze von Calcium- und Magnesiumkohlensäure und werden zu unlöslichen Carbonaten:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Auch die Löslichkeit von Calciumsulfat CaSO4 nimmt beim Erhitzen ab, ist also Teil der Ablagerung.

Die durch das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumbicarbonaten im Wasser verursachte Härte wird als Carbonat oder temporär bezeichnet, da sie durch Kochen beseitigt wird. Neben der Karbonathärte wird auch die Nichtkarbonathärte unterschieden, die vom Gehalt an Sulfaten und Chloriden von Calcium und Magnesium im Wasser abhängt. Diese Salze werden durch Kochen nicht entfernt, daher wird die Nichtkarbonathärte auch als konstante Härte bezeichnet. Karbonat- und Nichtkarbonathärte addieren sich zur Gesamthärte.

Um die Härte vollständig zu beseitigen, wird Wasser manchmal destilliert. Kochen Sie Wasser, um die Karbonathärte zu entfernen. Die Gesamthärte wird entweder durch Zugabe eliminiert Chemikalien, oder mit Hilfe sogenannter Kationenaustauscher. Verwenden chemische Methode lösliche Calcium- und Magnesiumsalze werden in unlösliche Carbonate umgewandelt, beispielsweise werden Kalkmilch und Soda zugesetzt:

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Das Entfernen von Steifigkeit mit Kationenaustauschern ist ein fortgeschrittenerer Prozess. Kationenaustauscher sind komplexe Substanzen (natürliche Verbindungen von Silizium und Aluminium, hohes Molekulargewicht organische Verbindungen), dessen Zusammensetzung durch die Formel Na2R ausgedrückt werden kann, wobei R ein komplexer Säurerest ist. Beim Filtern von Wasser durch eine Kationenaustauscherschicht werden Na-Ionen (Kationen) gegen Ca- und Mg-Ionen ausgetauscht:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Dadurch gelangen Ca-Ionen aus der Lösung in den Kationenaustauscher und Na-Ionen aus dem Kationenaustauscher in die Lösung. Zur Wiederherstellung des gebrauchten Kationenaustauschers wird dieser mit einer Lösung gewaschen Tisch salz. Gleichzeitig passiert es umgekehrter Vorgang: Ca-Ionen im Kationenaustauscher werden durch Na-Ionen ersetzt:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Der regenerierte Kationenaustauscher kann erneut zur Wasseraufbereitung eingesetzt werden.

In Form eines reinen Metalls wird Ca als Reduktionsmittel für U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb und einige Seltenerdmetalle und deren Verbindungen verwendet. Es wird auch zur Desoxidation von Stählen, Bronzen und anderen Legierungen, zur Entfernung von Schwefel aus Erdölprodukten, zur Dehydratisierung organischer Flüssigkeiten, zur Reinigung von Argon von Stickstoffverunreinigungen und als Gasabsorber in elektrischen Vakuumgeräten verwendet. Antifiktionsmaterialien des Pb-Na-Ca-Systems sowie Pb-Ca-Legierungen, die zur Herstellung der Schale verwendet werden, haben in der Technologie eine große Anwendung gefunden. Stromkabel. Die Legierung Ca - Si - Ca (Silicocalcium) wird als Desoxidationsmittel und Entgaser bei der Herstellung von Qualitätsstählen verwendet.

Calcium gehört zu den biogenen Elementen, die für den normalen Lebensablauf notwendig sind. Es ist in allen Geweben und Flüssigkeiten von Tieren und Pflanzen vorhanden. In einer Ca-freien Umgebung können sich nur seltene Organismen entwickeln. In einigen Organismen erreicht der Ca-Gehalt 38%: beim Menschen - 1,4 - 2%. Zellen pflanzlicher und tierischer Organismen benötigen streng definierte Verhältnisse von Ca-, Na- und K-Ionen in extrazellulären Medien. Pflanzen nehmen Ca aus dem Boden auf. Entsprechend ihrer Beziehung zu Ca werden Pflanzen in Calcephile und Calcephobe eingeteilt. Tiere nehmen Ca aus Nahrung und Wasser auf. Ca ist für die Bildung einer Reihe notwendig Zellstrukturen, Aufrechterhaltung der normalen Durchlässigkeit der äußeren Zellmembranen, zur Befruchtung von Eiern von Fischen und anderen Tieren, Aktivierung einer Reihe von Enzymen. Ca-Ionen übertragen die Erregung auf die Muskelfaser, verursachen ihre Kontraktion, erhöhen die Stärke der Herzkontraktionen, erhöhen die phagozytische Funktion von Leukozyten, aktivieren das System schützender Blutproteine ​​​​und beteiligen sich an seiner Gerinnung. In Zellen liegt fast alles Ca in Form von Verbindungen mit Proteinen, Nukleinsäuren, Phospholipiden, in Komplexen mit anorganischen Phosphaten und organischen Säuren vor. Im Blutplasma von Menschen und höheren Tieren können nur 20-40 % Ca mit Proteinen assoziiert werden. Bei Tieren mit Skelett werden bis zu 97 - 99 % des gesamten Ca als verbraucht Baumaterial: bei Wirbellosen hauptsächlich in Form von CaCO3 (Muschelschalen, Korallen), bei Wirbeltieren - in Form von Phosphaten. Viele Wirbellose speichern Ca vor der Häutung, um ein neues Skelett aufzubauen oder unter ungünstigen Bedingungen lebenswichtige Funktionen zu erfüllen. Der Ca-Gehalt im Blut von Menschen und höheren Tieren wird durch die Hormone der Nebenschilddrüse und der Schilddrüse reguliert. kritische Rolle Vitamin D spielt bei diesen Prozessen eine Rolle, die Ca-Aufnahme erfolgt im vorderen Teil des Dünndarms. Die Aufnahme von Ca verschlechtert sich mit abnehmender Säure im Darm und hängt vom Verhältnis von Ca, Phosphor und Fett in der Nahrung ab. Optimale Verhältnisse Ca / P in Kuhmilch beträgt etwa 1,3 (in Kartoffeln 0,15, in Bohnen 0,13, in Fleisch 0,016). Bei einem Überschuss an P und Oxalsäure in der Nahrung verschlechtert sich die Aufnahme von Ca. Gallensäuren beschleunigen seine Resorption. Das optimale Verhältnis von Ca/Fett in der menschlichen Nahrung beträgt 0,04 - 0,08 g Ca pro 1 g. Fett. Die Ausscheidung von Ca erfolgt hauptsächlich über den Darm. Säugetiere verlieren während der Laktation viel Ca mit der Milch. Bei Verletzungen des Phosphor-Kalzium-Stoffwechsels bei Jungtieren und Kindern entwickelt sich bei erwachsenen Tieren Rachitis - eine Veränderung der Zusammensetzung und Struktur des Skeletts (Osteomalazie).

In der Medizin beseitigen Ca-Medikamente Störungen, die mit einem Mangel an Ca-Ionen im Körper verbunden sind (bei Tetanie, Spasmophilie, Rachitis). Ca-Präparate reduzieren Überempfindlichkeit auf Allergene und werden zur Behandlung eingesetzt allergische Erkrankungen(Serumkrankheit, Schlaffieber usw.). Ca-Präparate reduzieren eine erhöhte Gefäßpermeabilität und wirken entzündungshemmend. Sie werden bei hämorrhagischer Vaskulitis, Strahlenkrankheit, entzündlichen Prozessen (Pneumonie, Rippenfellentzündung usw.) und einigen Hautkrankheiten eingesetzt. Es wird als Blutstillungsmittel, zur Verbesserung der Aktivität des Herzmuskels und zur Verstärkung der Wirkung von Digitalispräparaten, als Gegenmittel bei Vergiftungen mit Magnesiumsalzen verschrieben. Zusammen mit anderen Arzneimitteln werden Ca-Präparate zur Wehenanregung eingesetzt. Ca-Chlorid wird oral und intravenös verabreicht. Ossocalcinol (15 % sterile Suspension von speziell zubereitetem Knochenpulver in Pfirsichöl) wurde für die Gewebetherapie vorgeschlagen.

Zu den Ca-Präparaten gehört auch Gips (CaSO4), der in der Chirurgie verwendet wird Gipsverbände, und Kreide (CaCO3), oral verabreicht mit Hyperazidität Magensaft und zur Herstellung von Zahnpulver.