Physikochemische Eigenschaften von Calcium. Eigenschaften und Verwendungen von Calcium

Kalzium- 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 (lateinisches Calcium) bezeichnet. Die einfache Substanz Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall mit silbrig-weißer Farbe.

Geschichte und Herkunft des Namens

Der Name des Elements kommt von lat. calx (Genitiv calcis) - "Kalk", "weicher Stein". Es wurde von dem englischen Chemiker Humphrey Davy vorgeschlagen, der 1808 metallisches Calcium elektrolytisch isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus nassem Löschkalk mit Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente. Als Kathode diente ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Als Ergebnis der Elektrolyse wurde ein Calciumamalgam erhalten. Nachdem Davy das Quecksilber ausgetrieben hatte, erhielt er ein Metall namens Kalzium. Calciumverbindungen - Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk - ein Produkt der Kalksteinröstung) werden seit mehreren Jahrtausenden in der Bauindustrie verwendet. Bis Ende des 18. Jahrhunderts hielten Chemiker Kalk für einen einfachen Körper. 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselsäure komplexe Substanzen sind.

In der Natur sein

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt freies Calcium in der Natur nicht vor.

Calcium macht 3,38% der Masse der Erdkruste aus (5. am häufigsten nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope

Calcium kommt natürlicherweise in Form einer 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 % ist.

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

In Gesteinen und Mineralien

Der größte Teil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine (Granite, Gneisen 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 - ist in der Natur viel seltener.

Calciummineralien 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 natürlichem Wasser bestimmt seine Härte.

Calcium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen ansammelt, bildet 385 Mineralien (Vierte der Anzahl der Mineralien).

Migration in der Erdkruste

Bei der natürlichen Wanderung von Calcium spielt das "Carbonat-Gleichgewicht" eine wesentliche 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).

Die biogene Migration spielt eine große Rolle.

In der Biosphäre

Calciumverbindungen kommen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). In lebenden Organismen kommt eine beträchtliche Menge an Kalzium vor. Also Hydroxyapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH oder in einer anderen Schreibweise 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 - die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich des Menschen; die Schalen und Schalen vieler wirbelloser Tiere, Eierschalen usw. bestehen aus Calciumcarbonat CaCO 3. In lebenden Geweben von Menschen und Tieren 1,4-2% Ca (nach Massenanteil); bei einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Kalziumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Zusammensetzung der interzellulären Substanz des Knochengewebes).

Empfang

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl 2 (75-80%) und KCl oder aus CaCl 2 und CaF 2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:

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

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Das Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist α-Ca mit einem kubisch flächenzentrierten Gitter stabil (Parameter a = 0,558 nm), höher ist β-Ca mit einem kubisch raumzentrierten Gitter vom α-Fe-Typ (Parameter a = 0,448 nm). Standardenthalpie Δ h 0 des α → β-Übergangs beträgt 0,93 kJ / mol.

Chemische Eigenschaften

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

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

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

Anwendung

Anwendung von metallischem Calcium

Metallothermie

Reines metallisches Calcium wird häufig in der Metallothermie zur Herstellung seltener Metalle verwendet.

Legierungslegierung

Reines Calcium wird zum Legieren von Blei bei der Herstellung von Batterieplatten verwendet, wartungsfreie Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung. Außerdem wird metallisches Calcium zur Herstellung von hochwertigen Calcium-Babbitts BKA verwendet.

Kernfusion

Das 48 Ca-Isotop ist das effektivste und am häufigsten verwendete Material für die Herstellung superschwerer Elemente und die Entdeckung neuer Elemente im Periodensystem. Wenn beispielsweise 48 Ca-Ionen verwendet werden, um superschwere Elemente in Beschleunigern zu erhalten, werden die Kerne dieser Elemente hundert- und tausendmal effizienter gebildet als bei der Verwendung anderer "Projektile" (Ionen).) Wird in der Form verwendet und zur Reduktion von Metallen sowie bei der Herstellung von Cyanamid-Calcium (durch Erhitzen von Calciumcarbid in Stickstoff auf 1200 ° C ist die Reaktion exotherm, wird in Cyanamid-Öfen durchgeführt).

Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermoelektrischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. ein Calciumchromat-Element). Calciumchromat wird in diesen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist eine extrem lange Haltbarkeit (Jahrzehnte) in einem geeigneten Zustand, die Fähigkeit, unter allen Bedingungen (Raum, hohe Drücke) zu arbeiten, eine hohe spezifische Energie nach Gewicht und Volumen. Nachteil bei kurzer Dauer. Solche Batterien werden dort eingesetzt, wo es notwendig ist, für kurze Zeit kolossale elektrische Energie zu erzeugen (ballistische Raketen, einige Raumfahrzeuge usw.).

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

Die biologische Rolle von Calcium

Calcium ist ein häufiger Makronährstoff in Pflanzen, Tieren und Menschen. Beim Menschen und anderen Wirbeltieren ist das meiste davon in Form von Phosphaten im Skelett und in den Zähnen enthalten. Die Skelette der meisten wirbellosen Gruppen (Schwämme, Korallenpolypen, Weichtiere usw.) bestehen aus verschiedenen Formen von Kalziumkarbonat (Kalk). Calciumionen sind an Blutgerinnungsvorgängen sowie an der Gewährleistung eines konstanten osmotischen Drucks des Blutes beteiligt. Calciumionen dienen auch als einer der universellen sekundären Mediatoren und regulieren eine Vielzahl intrazellulärer Prozesse - Muskelkontraktion, Exozytose, einschließlich der Sekretion von Hormonen und Neurotransmittern usw. Die Calciumkonzentration im Zytoplasma menschlicher Zellen beträgt etwa 10-7 mol, in Interzellularflüssigkeiten etwa 10 3 mol.

Der Bedarf an Kalzium hängt vom Alter ab. Für Erwachsene beträgt die erforderliche Tagesdosis 800 bis 1000 Milligramm (mg), für Kinder 600 bis 900 mg, was für Kinder aufgrund des intensiven Skelettwachstums sehr wichtig ist. Das meiste Kalzium, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, befindet sich in Milchprodukten, das restliche Kalzium in Fleisch, Fisch und einigen Pflanzenprodukten (insbesondere Hülsenfrüchte enthalten viel). Die Absorption erfolgt sowohl im Dickdarm als auch im Dünndarm und wird durch ein saures Milieu, Vitamin D und Vitamin C, Laktose, ungesättigte Fettsäuren erleichtert. Wichtig ist auch die Rolle von Magnesium im Calciumstoffwechsel, bei dessen Mangel Calcium aus den Knochen "ausgewaschen" und in den Nieren (Nierensteinen) und Muskeln abgelagert wird.

Die Aufnahme von Calcium wird durch Aspirin, Oxalsäure, Östrogenderivate behindert. In Kombination mit Oxalsäure produziert Calcium wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind.

Durch die Vielzahl der damit verbundenen Prozesse wird der Calciumgehalt im Blut genau reguliert und bei richtiger Ernährung tritt kein Mangel auf. Längerer Nahrungsmangel kann zu Krämpfen, Gelenkschmerzen, Schläfrigkeit, Wachstumsstörungen und Verstopfung führen. Tiefere Defizite führen zu anhaltenden Muskelkrämpfen und Osteoporose. Kaffee- und Alkoholmissbrauch können die Ursache für einen Kalziummangel sein, da ein Teil davon mit dem Urin ausgeschieden wird.

Übermäßige Dosen von Calcium und Vitamin D können eine Hyperkalzämie verursachen, gefolgt von einer starken Verkalkung von Knochen und Gewebe (hauptsächlich mit Auswirkungen auf die Harnwege). Längerer Überschuss stört die Funktion von Muskel- und Nervengewebe, erhöht die Blutgerinnung und verringert die Aufnahme von Zink durch die Knochenzellen. Die maximale sichere Tagesdosis für einen Erwachsenen beträgt 1500 bis 1800 Milligramm.

Schwangere und stillende Frauen - 1500 bis 2000 mg.

Unter allen Elementen des Periodensystems lassen sich einige davon unterscheiden, ohne die sich in lebenden Organismen nicht nur verschiedene Krankheiten entwickeln, sondern es im Allgemeinen unmöglich ist, normal zu leben und zu wachsen. Einer davon ist Kalzium.

Es ist interessant, dass dieses Metall als einfache Substanz für den Menschen keinen Nutzen hat, nicht einmal schadet. Allerdings braucht man nur Ca 2+ -Ionen zu erwähnen, und sofort gibt es viele Punkte, die ihre Bedeutung charakterisieren.

Position von Calcium im Periodensystem

Die Charakterisierung von Calcium beginnt wie jedes andere Element mit einer Angabe seiner Position im Periodensystem. Schließlich kann man damit viel über ein bestimmtes Atom lernen:

nukleare Ladung;
die Anzahl der Elektronen und Protonen, Neutronen;
Oxidationszustand, höchster und niedrigster;
elektronische Konfiguration und andere wichtige Dinge.

Das Element, das wir betrachten, befindet sich in der vierten großen Periode der zweiten Gruppe, der Hauptuntergruppe und hat eine Seriennummer 20. Außerdem zeigt das chemische Periodensystem das Atomgewicht von Kalzium - 40,08, das ist der Durchschnittswert der vorhandenen Isotope eines bestimmten Atoms.

Die Oxidationsstufe ist eins, immer konstant, gleich +2. Formel CaO. Der lateinische Name für das Element ist Calcium, daher das Symbol für das Ca-Atom.

Charakterisierung von Calcium als einfacher Stoff

Unter normalen Bedingungen ist dieses Element ein silberweißes Metall. Die Formel für Calcium als einfache Substanz lautet Ca. Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität ist es in der Lage, viele Verbindungen verschiedener Klassen zu bilden.

In festem Aggregatzustand ist es im menschlichen Körper nicht enthalten, daher ist es wichtig für industrielle und technische Bedürfnisse (hauptsächlich chemische Synthesen).

Es ist eines der am weitesten verbreiteten Metalle in der Erdkruste, etwa 1,5%. Es gehört zur Gruppe der Erdalkalien, da es in Wasser gelöst Alkali gibt, in der Natur jedoch in Form mehrerer Mineralien und Salze vorkommt. In der Zusammensetzung des Meerwassers ist viel Kalzium (400 mg / l) enthalten.

Kristallzelle

Die Eigenschaft von Calcium wird durch die Struktur des Kristallgitters erklärt, die von zwei Arten sein kann (da es eine Alpha- und Beta-Form gibt):

kubisch flächenzentriert;
volumetrische.

Die Bindungsart im Molekül ist metallisch, in den Gitterplätzen befinden sich wie bei allen Metallen Atom-Ionen.

In der Natur sein

Es gibt mehrere Grundstoffe in der Natur, die dieses Element enthalten.

Meerwasser.
Gesteine und Mineralien.
Lebende Organismen (Schalen und Schalen, Knochengewebe usw.).
Grundwasser in der Erdkruste.

Die folgenden Arten von Gesteinen und Mineralien können identifiziert werden, die natürliche Kalziumquellen sind.

Dolomit ist eine Mischung aus Calcium- und Magnesiumcarbonat.
Fluorit ist Calciumfluorid.
Gips - CaSO 4 2H 2 O.
Calcit - Kreide, Kalkstein, Marmor - Calciumcarbonat.
Alabaster - CaSO 4 0,5 H 2 O.
Apathie.

Insgesamt werden etwa 350 verschiedene Mineralien und Gesteine isoliert, die Kalzium enthalten.

Methoden zum Erhalten

Lange Zeit war es nicht möglich, das Metall in freier Form zu isolieren, da seine chemische Aktivität hoch ist, findet man es in der Natur nicht in reiner Form. Daher war das fragliche Element bis zum 19. Jahrhundert (1808) ein weiteres Mysterium des Periodensystems.

Der englische Chemiker Humphrey Davy konnte Calcium als Metall synthetisieren. Er war es, der als erster die Eigenschaften der Wechselwirkung von Schmelzen fester Mineralien und Salze mit elektrischem Strom entdeckte. Bis heute ist der relevanteste Weg, dieses Metall zu gewinnen, die Elektrolyse seiner Salze, wie zum Beispiel:

eine Mischung aus Calcium- und Kaliumchloriden;
eine Mischung aus Fluorid und Calciumchlorid.

Es ist auch möglich, Calcium mit dem in der Metallurgie weit verbreiteten Aluminothermie-Verfahren aus seinem Oxid zu extrahieren.

Physikalische Eigenschaften

Die physikalischen Eigenschaften von Calcium lassen sich in mehreren Punkten beschreiben.

Physikalischer Zustand - unter normalen Bedingungen fest.
Schmelzpunkt - 842 0 С.
Das Metall ist weich und kann mit einem Messer geschnitten werden.
Farbe - silbrig weiß, glänzend.
Besitzt gute Leit- und Wärmeleiteigenschaften.
Bei längerem Erhitzen wird es flüssig, dann dampfförmig und verliert seine metallischen Eigenschaften. Der Siedepunkt beträgt 1484 0 С.

Die physikalischen Eigenschaften von Calcium haben eine Besonderheit. Wird ein Metall mit Druck beaufschlagt, verliert es irgendwann seine metallischen Eigenschaften und die Fähigkeit, Elektrizität zu leiten. Mit einer weiteren Zunahme der Wirkung wird es jedoch wiederhergestellt und manifestiert sich als Supraleiter, der die anderen Elemente in Bezug auf diese Indikatoren um ein Vielfaches übertrifft.

Chemische Eigenschaften

Die Aktivität dieses Metalls ist sehr hoch. Daher gibt es viele Wechselwirkungen, die Kalzium eingeht. Reaktionen mit allen Nichtmetallen sind bei ihm üblich, da er als Reduktionsmittel sehr stark ist.

Unter normalen Bedingungen reagiert es leicht unter Bildung der entsprechenden binären Verbindungen mit: Halogenen, Sauerstoff.
Beim Erhitzen: Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff, Silizium, Phosphor, Bor, Schwefel und andere.
Im Freien interagiert es sofort mit Kohlendioxid und Sauerstoff und wird daher mit einer grauen Blüte bedeckt.
Reagiert heftig mit Säuren, manchmal mit Entzündungen.

Interessante Eigenschaften von Calcium zeigen sich in der Zusammensetzung von Salzen. So wachsen wunderschöne Höhlen an der Decke und an den Wänden, es ist nichts anderes als im Laufe der Zeit aus Wasser, Kohlendioxid und Bikarbonat unter dem Einfluss von Prozessen im Grundwasser gebildet.

Wenn man bedenkt, wie aktiv das Metall im Normalzustand ist, wird es in Labors wie alkalischen gelagert. In dunklem Glas, mit fest geschlossenem Deckel und unter einer Schicht Kerosin oder Paraffin.

Eine qualitative Reaktion auf das Calciumion ist die Farbe der Flamme in einem schönen, satten Ziegelrot. Es ist auch möglich, das Metall in der Zusammensetzung der Verbindungen durch die unlösliche Fällung einiger seiner Salze (Calciumcarbonat, Fluorid, Sulfat, Phosphat, Silikat, Sulfit) zu identifizieren.

Metallverbindungen

Die Arten von Metallverbindungen sind wie folgt:

Oxid;
Hydroxid;
Calciumsalze (mittel, sauer, basisch, doppelt, komplex).

Calciumoxid, bekannt als CaO, wird zur Herstellung von Baustoff (Kalk) verwendet. Quenchst du das Oxid mit Wasser, erhältst du das entsprechende Hydroxid, das die Eigenschaften eines Alkalis aufweist.

Von großer praktischer Bedeutung sind die verschiedenen Calciumsalze, die in unterschiedlichen Wirtschaftsbereichen eingesetzt werden. Welche Salze es gibt, haben wir oben bereits erwähnt. Wir werden Beispiele für die Arten dieser Verbindungen geben.

Mittlere Salze - Carbonat CaCO 3, Phosphat Ca 3 (PO 4) 2 und andere.
Sauer - Hydrosulfat CaHSO 4.
Basisch - Bicarbonat (CaOH) 3 PO 4.
Komplex - Cl 2.
Doppelt - 5Ca (NO 3) 2 * NH 4 NO 3 * 10H 2 O.

In Form von Verbindungen dieser Klasse ist Calcium für biologische Systeme wichtig, da Salze die Ionenquelle für den Körper sind.

Biologische Rolle

Warum ist Kalzium für den menschlichen Körper wichtig? Es gibt verschiedene Gründe.

Es sind die Ionen dieses Elements, die Teil der Interzellularsubstanz und der Gewebeflüssigkeit sind und an der Regulierung von Erregungsmechanismen, der Produktion von Hormonen und Neurotransmittern beteiligt sind.
Calcium reichert sich in Knochen an, Zahnschmelz in einer Menge von etwa 2,5% des gesamten Körpergewichts. Das ist ziemlich viel und spielt eine wichtige Rolle, um diese Strukturen zu stärken und ihre Stärke und Stabilität zu erhalten. Ohne dies ist das Wachstum eines Organismus unmöglich.
Die Blutgerinnung hängt auch von den betreffenden Ionen ab.
Es ist Teil des Herzmuskels und beteiligt sich an seiner Erregung und Kontraktion.
Beteiligt sich an den Prozessen der Exozytose und anderen intrazellulären Veränderungen.

Wenn die aufgenommene Kalziummenge nicht ausreicht, können Krankheiten wie:

Rachitis;
Osteoporose;
Blutkrankheiten.

Die Tagesnorm für einen Erwachsenen beträgt 1000 mg und für Kinder ab 9 Jahren 1300 mg. Um einen Überschuss dieses Elements im Körper zu verhindern, sollten Sie die angegebene Dosis nicht überschreiten. Andernfalls kann sich eine Darmerkrankung entwickeln.

Für alle anderen Lebewesen ist Kalzium ebenso wichtig. Obwohl viele zum Beispiel kein Skelett haben, sind äußere Mittel, sie zu stärken, auch Formationen dieses Metalls. Unter ihnen:

Schaltier;
Muscheln und Austern;
Schwämme;
Korallenpolypen.

Alle werden auf dem Rücken getragen oder bilden im Prinzip im Leben eine Art äußeres Skelett, das sie vor äußeren Einflüssen und Raubtieren schützt. Sein Hauptbestandteil sind Calciumsalze.

Wirbeltiere benötigen wie der Mensch die betreffenden Ionen für ein normales Wachstum und eine normale Entwicklung und erhalten sie mit der Nahrung.

Es gibt viele Möglichkeiten, die fehlende Norm eines Elements im Körper aufzufüllen. Am besten natürlich natürliche Methoden - Produkte, die das gewünschte Atom enthalten. Wenn dies jedoch aus irgendeinem Grund nicht ausreicht oder unmöglich ist, ist auch der medizinische Weg akzeptabel.

Die Liste der kalziumhaltigen Lebensmittel sieht also etwa so aus:

Milch- und Sauermilchprodukte;
ein Fisch;
Grüns;
Getreide (Buchweizen, Reis, Vollkornbackwaren);
einige Zitrusfrüchte (Orangen, Mandarinen);
Hülsenfrüchte;
alle Nüsse (insbesondere Mandeln und Walnüsse).

Wenn Sie auf einige Produkte allergisch sind oder sie aus einem anderen Grund nicht verwenden können, helfen kalziumhaltige Präparate, den Spiegel des notwendigen Elements im Körper wieder aufzufüllen.

Alle von ihnen sind Salze dieses Metalls, die leicht vom Körper aufgenommen und schnell in das Blut und den Darm aufgenommen werden können. Unter ihnen sind die beliebtesten und am häufigsten verwendeten die folgenden.

Calciumchlorid - Injektionslösung oder orale Verabreichung für Erwachsene und Kinder. Es unterscheidet sich in der Salzkonzentration in der Zusammensetzung, es wird für "heiße Injektionen" verwendet, da es bei der Injektion ein solches Gefühl verursacht. Zur leichteren Einnahme gibt es Formen mit Fruchtsaft.
Erhältlich als Tabletten (0,25 oder 0,5 g) und Lösungen für intravenöse Injektionen. Es enthält oft verschiedene Fruchtzusätze in Form von Tabletten.
Calciumlactat - erhältlich in 0,5 g Tabletten.

Calciumverbindungen sind seit der Antike bekannt, jedoch bis ins 17. Jahrhundert. sie wussten nichts über ihre Natur. Ägyptische Mörser, die in den Pyramiden von Gizeh verwendet wurden, basierten auf teilweise entwässertem CaSO 4 2H 2 O-Gips, der auch die Grundlage aller Gipse in Tuts Grab ist. Die Römer verwendeten einen Mörtel aus Sand und Kalk (erhalten durch Erhitzen von CaCO 3 -Kalkstein): Er war im feuchten Klima Italiens stabiler.

Der Name des Elements leitet sich vom lateinischen calx, calcis – Kalk („weicher Stein“) ab. Es wurde 1808 von G. Davy vorgeschlagen, der metallisches Calcium durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy mischte feuchte Calcium-"Erde" (Calciumoxid CaO) mit Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente. Als Kathode diente ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Durch Elektrolyse wurde ein Metallamalgam erhalten, das durch Verdampfen von Quecksilber in reiner Form gewonnen werden konnte.

Calcium ist das fünfthäufigste Element der Erdkruste und das dritthäufigste Metall (nach Aluminium und Eisen). Calcium macht etwa 1,5% der Gesamtzahl der Atome in der Erdkruste aus. Viele Teile der Erdoberfläche enthalten bedeutende sedimentäre Ablagerungen von Kalziumkarbonat, die aus den Überresten alter Meeresorganismen gebildet wurden. In ihnen kommt diese Verbindung hauptsächlich in Form von zwei Arten von Mineralien vor. Rhomboedrischer Calcit kommt häufiger vor, orthorhombischer Aragonit wird in warmen Meeren gebildet. Vertreter der ersten Art von Mineralien sind Calcit selbst sowie Dolomit, Marmor, Kreide und Isländerspat. Die Bahamas, die Florida Keys und das Becken des Roten Meeres werden durch riesige Schichten von Kalziumkarbonat in Form von Aragonit gebildet. Weitere wichtige Mineralien sind Gips CaSO 4 2H 2 O, Anhydrit CaSO 4, Fluorit CaF 2 und Apatit Ca 5 (PO 4) 3 (Cl, OH, F). In natürlichen Gewässern findet sich ein erheblicher Anteil an Calcium in Form von Bikarbonat ( cm... CHEMIE DER HYDROSPHÄRE). Calcium kommt auch in den Organismen vieler Tiere vor. Hydroxoapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) ist die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren. Calciumcarbonat besteht hauptsächlich aus Korallen, Muschelschalen, Perlen, Eierschalen.

Metallisches Calcium wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Calciumchlorid hergestellt, das ein Nebenprodukt des Solvay-Verfahrens ist oder bei der Reaktion zwischen Salzsäure und Calciumcarbonat entsteht.

Das relativ weich glänzende Metall hat eine blassgelbe Farbe. Es ist chemisch weniger aktiv als andere Erdalkalimetalle, da es an der Luft mit einem schützenden Oxid-Nitrid-Film bedeckt ist. Es kann sogar auf einer Drehmaschine bearbeitet werden.

Calcium reagiert aktiv mit Nichtmetallen. Es entzündet sich beim Erhitzen in Sauerstoff und Luft. Calcium reagiert mit Wasser, um Wasserstoff freizusetzen und Calciumhydroxid zu bilden. Es löst sich in flüssigem Ammoniak zu dunkelblauen Lösungen auf, aus denen man beim Verdampfen glänzendes kupferfarbenes Ammoniak Ca (NH 3) 6 erhält.

Als Dotierstoff wird hauptsächlich metallisches Calcium verwendet. Somit erhöht die Einführung von Calcium die Festigkeit von Aluminiumlagern. Mit Hilfe von Calcium wird der Kohlenstoffgehalt im Gusseisen kontrolliert und Bismut aus Blei entfernt. Es wird verwendet, um Sauerstoff, Schwefel und Phosphor aus Stahl zu entfernen. Es dient auch zur Aufnahme von Sauerstoff und Stickstoff, insbesondere zur Entfernung von Stickstoffverunreinigungen aus technischem Argon. Es dient als Reduktionsmittel bei der Herstellung anderer Metalle wie Chrom, Zirkonium, Thorium und Uran. Aus seinem Dioxid kann beispielsweise metallisches Zirkonium gewonnen werden: ZrO 2 + 2Ca = Zr + 2CaO. Calcium reagiert auch direkt mit Wasserstoff, um Calciumhydrid CaH 2 zu bilden, das eine geeignete Wasserstoffquelle ist.

Das wichtigste Calciumhalogenid ist CaF 2 -Fluorid, da es als Mineral (Fluorit) die einzige technisch bedeutsame Fluorquelle ist. Weißes feuerfestes Calciumfluorid ist in Wasser schwer löslich, das in der quantitativen Analyse verwendet wird.

Von großer Bedeutung ist auch Calciumchlorid CaCl 2 . Es ist Bestandteil von Solen für Kälteanlagen und zum Befüllen von Reifen von Traktoren und anderen Fahrzeugen. Calciumchlorid wird verwendet, um Schnee und Eis von Straßen und Gehwegen zu entfernen. Eutektisches Gemisch CaCl 2 –H 2 O mit 30 Gew.-% % CaCl 2, schmilzt bei –55 ° С. Diese Temperatur ist deutlich niedriger als bei einer Mischung von Natriumchlorid mit Wasser, bei der der Mindestschmelzpunkt –18 ° С beträgt Erz vor dem Einfrieren während des Transports und der Lagerung. Es wird in Betonmischungen verwendet, um das Abbinden zu beschleunigen und die Anfangs- und Endfestigkeit von Beton zu erhöhen. Calciumchlorid ist ein Abfallprodukt vieler chemisch-technologischer Prozesse, insbesondere der großtechnischen Sodaproduktion. Allerdings ist der Verbrauch von Calciumchlorid seiner Produktion deutlich unterlegen, daher bildeten sich in der Nähe der Sodaanlagen ganze Seen, die mit CaCl 2 -Sole gefüllt waren. Solche Speicherteiche sind beispielsweise im Donbass zu sehen.

Die am häufigsten verwendeten Calciumverbindungen sind Carbonat, Oxid und Hydroxid. Die häufigste Form von Calciumcarbonat ist Kalkstein. Gemischtes Calcium- und Magnesiumcarbonat wird als Dolomit bezeichnet. Kalkstein und Dolomit werden als Baustoffe, Straßenbeläge und Reagenzien verwendet, die den Säuregehalt des Bodens reduzieren. Sie werden weltweit in großen Mengen abgebaut. Calciumcarbonat CaCO 3 ist auch ein wichtiges industrielles Reagenz, das für die Herstellung von Calciumoxid (Branntkalk) CaO und Calciumhydroxid (Löschkalk) Ca (OH) 2 benötigt wird.

Calciumoxid und -hydroxid sind Schlüsselstoffe in vielen Bereichen der Chemie-, Hütten- und Maschinenbauindustrie. CaO-Kalk wird in vielen Ländern in großen Mengen produziert und gehört zu den Top-Ten-Chemikalien mit der höchsten Produktion.

Bei der Stahlerzeugung werden große Mengen Kalk verbraucht, wo er zur Entfernung von Phosphor, Schwefel, Silizium und Mangan verwendet wird. Der Sauerstoffkonverterprozess benötigt 75 kg Kalk pro Tonne Stahl. Es verlängert die Lebensdauer der feuerfesten Auskleidung erheblich. Kalk wird auch als Schmiermittel zum Ziehen von Stahldraht und zum Neutralisieren von schwefelsäurehaltigen Beizflüssigkeiten verwendet. Eine weitere Verwendung in der Metallurgie ist die Herstellung von Magnesium.

Kalk ist die am häufigsten verwendete Chemikalie zur Aufbereitung von Trink- und Brauchwasserquellen. Es wird zusammen mit Alaun- oder Eisensalzen verwendet, um Suspensionen zu koagulieren und Trübungen zu entfernen, sowie um Wasser zu enthärten, indem temporäre (Hydrogenkarbonat-)Härte entfernt wird ( cm... WASSERREINIGUNG)

Ein weiteres Anwendungsgebiet von Kalk ist die Neutralisation von sauren Lösungen und Industrieabfällen. Mit seiner Hilfe wird der optimale pH-Wert für die biochemische Oxidation von Abwasser ermittelt. Kalk wird auch in Gaswäschern verwendet, um Schwefeldioxid und Schwefelwasserstoff aus Abgasen von fossil befeuerten Kraftwerken und Hochöfen zum Schmelzen von Metallen zu entfernen.

In der chemischen Industrie wird Kalk bei der Herstellung von Calciumcarbid (zur späteren Herstellung von Acetylen), Calciumcyanamid und vielen anderen Stoffen verwendet. Auch die Glasindustrie ist ein wichtiger Verbraucher. Die gängigsten Gläser enthalten etwa 12% Calciumoxid. Das Insektizid Calciumarsenat, das durch Neutralisieren von Arsensäure mit Kalk gewonnen wird, wird häufig zur Bekämpfung von Baumwollrüssler, Apfelwickler, Tabakwurm und Kartoffelkäfer eingesetzt. Wichtige Fungizide sind Kalksulfat-Aerosole und Bordeaux-Gemische, die aus Kupfersulfat und Calciumhydroxid gewonnen werden.

Für die Zellstoff- und Papierindustrie werden große Mengen an Calciumhydroxid benötigt. In Papierfabriken wird die verbrauchte Natriumcarbonatlösung mit Kalk behandelt, um im Prozess verwendete Natronlauge (Natriumhydroxid NaOH) zu regenerieren. Etwa 95 % der resultierenden Calciumcarbonat-Aufschlämmung werden getrocknet und erneut in Drehrohröfen gebrannt, um das Calciumoxid zurückzugewinnen. Bleichflüssigkeiten für Papierpulpe, die Calciumhypochlorit enthalten, werden durch Reaktion von Kalk mit Chlor hergestellt.

Die Herstellung von hochwertigem Papier erfordert den Einsatz von speziell gefälltem Calciumcarbonat. Dazu wird der Kalkstein zunächst kalziniert und Kohlendioxid und Calciumoxid getrennt gesammelt. Letzteres wird dann mit Wasser behandelt und wieder in Carbonat umgewandelt. Die Art der gebildeten Kristalle sowie deren Größe und Form hängen von Temperatur, pH-Wert, Mischungsgeschwindigkeit, Konzentration und dem Vorhandensein von Zusatzstoffen ab. Kleine Kristalle (weniger als 45 Mikrometer) werden oft mit Fettsäuren, Harzen oder Netzmitteln beschichtet. Calciumcarbonat verleiht dem Papier Helligkeit, Opazität, Tintenaufnahmefähigkeit und Glätte. In höheren Konzentrationen neutralisiert es den durch Kaolin-Additive verursachten Hochglanz und erzeugt ein matt-mattes Finish. Ein solches Papier kann 5-50% (Gewichtsprozent) an ausgefälltem Calciumcarbonat enthalten. CaCO 3 wird auch als Füllstoff in Kautschuken, Latices, Farben und Lacken sowie in Kunststoffen (ca. 10 Gew.-%) verwendet, um deren Hitzebeständigkeit, Härte, Härte und Verarbeitbarkeit zu verbessern.

Im Alltag und in der Medizin wird gefälltes Calciumcarbonat als Säureneutralisationsmittel, als mildes Schleifmittel in Zahnpasten, als zusätzliche Calciumquelle in der Nahrung, als Bestandteil von Kaugummis und als Füllstoff in Kosmetika verwendet.

Kalk wird auch in der Milchindustrie verwendet. Beim Trennen von Vollmilch wird dem Rahm häufig Kalkwasser (eine gesättigte Lösung von Calciumhydroxid) zugesetzt, um den Säuregehalt vor der Pasteurisierung und der Verarbeitung zu Butter zu senken. Die Magermilch wird dann angesäuert, um Kasein abzutrennen, das mit Kalk vermischt wird, um Kaseinleim herzustellen. Nach der Vergärung der restlichen Magermilch (Molke) wird dieser mit Kalk versetzt, um Calciumlactat zu isolieren, das in der Medizin oder als Rohstoff für die spätere Milchsäureherstellung verwendet wird. Auch die Zuckerproduktion ist mit der Verwendung von Kalk verbunden. Zur Fällung von Calciumsaccharat, das anschließend von Phosphat und organischen Verunreinigungen gereinigt wird, wird der Rohzuckersirup mit Kalk umgesetzt. Die anschließende Einwirkung von Kohlendioxid führt zur Bildung von unlöslichem Calciumcarbonat und gereinigter löslicher Saccharose. Der Zyklus wird mehrmals wiederholt. Rohrzucker benötigt normalerweise etwa 3-5 kg Kalk pro Tonne und Rübenzucker hundertmal mehr, also etwa 1/2 Tonne Kalk pro Tonne Zucker.

Hervorzuheben ist auch der besondere Anwendungsbereich von Calciumcarbonat in Form von Perlmutt. Es ist ein Material, das aus dünnen Schichten von Kalziumkarbonat in Form von Aragonit besteht, die von einem Proteinkleber zusammengehalten werden. Nach dem Polieren schimmert es in allen Farben des Regenbogens und wird dekorativ, sehr langlebig, obwohl es zu 95 % aus Calciumcarbonat besteht.

Calciumsulfat liegt normalerweise als Dihydrat (Gips) vor, obwohl auch wasserfreies Calciumsulfat (Anhydrit) abgebaut wird. Bekannt ist auch Alabaster – eine kompakte, massive, feinkörnige Form von CaSO 4 2H 2 O, die an Marmor erinnert. Wird Gips bei 150-165°C kalziniert, verliert er ca. 2/3 des Kristallwassers und bildet CaSO 4 · 0,5H 2 O Halbhydrat, auch Stuckalalabaster oder „Pariser Putz“ genannt (da ursprünglich gewonnen aus Gips, abgebaut in Montmartre). Das Erhitzen auf eine höhere Temperatur führt zur Bildung verschiedener wasserfreier Formen.

Obwohl Gips nicht in den gleichen Mengen abgebaut wird wie Kalkstein, bleibt er ein industriell wichtiges Material. Fast der gesamte kalzinierte Gips (95%) wird zur Herstellung von Halbzeugen - hauptsächlich Wandplatten, der Rest - in Industrie- und Bauputzen verwendet. Durch die Aufnahme von Wasser dehnt sich das Halbhydrat leicht aus (um 0,2–0,3%), und dies ist die Hauptsache bei der Verwendung für Stuck- und Putzarbeiten. Mit Additiven ist es möglich, den Expansionsgrad im Bereich von 0,03-1,2% zu verändern.

Für Calcium ist die Bildung von Komplexverbindungen nicht sehr typisch. Sauerstoffhaltige Komplexe, beispielsweise mit EDTA oder Polyphosphaten, sind von großer Bedeutung in der analytischen Chemie und zur Entfernung von Calciumionen aus hartem Wasser.

Calcium ist einer der Makronährstoffe. Sein Inhalt im Körper eines Erwachsenen (bezogen auf ein Gewicht von 65 kg) beträgt 1,3 kg. Es ist wichtig für die Bildung von Knochen und Zähnen, die Herzfrequenz und die Blutgerinnung. Die Hauptquellen der Kalziumaufnahme im Körper sind Milch und Milchprodukte. Der Tagesbedarf beträgt 0,8 g pro Tag. Die Aufnahme von Calciumkationen wird durch Milch- und Zitronensäure erleichtert, während Phosphationen, Oxalationen und Phytinsäure die Aufnahme von Calcium durch Komplexbildung und schwerlösliche Salze behindern. Der Körper verfügt über ein komplexes System zur Speicherung und Freisetzung von Kalzium.

Die Verwendung von Calcium als Baustoff für Knochen und Zähne ist darauf zurückzuführen, dass in der Zelle keine Calciumionen verwendet werden. Die Kalziumkonzentration wird durch spezielle Hormone gesteuert, ihre kombinierte Wirkung erhält und erhält die Knochenstruktur.

Es wird angenommen, dass Calciumionen durch Bindung an die Nervenmembran deren Durchlässigkeit für andere Kationen beeinflussen. Offensichtlich ersetzt es Magnesiumionen und aktiviert so einige Enzyme. Die Aufnahme von Calciumionen kann mit der Zufuhr von Phosphat gekoppelt werden, das daher als Calciumträger bezeichnet wird.

Es wurde festgestellt, dass der Regulator von Calciumionen in verschiedenen Muskeltypen das sarkoplasmatische Retikulum (SR) ist. Calciumionen reichern sich in Calcium-bindenden Proteinen wie Calsequestrin an. Letzteres bindet ca. 43 Ca 2+ -Ionen pro Mol Protein. Die Muskelkontraktion ist mit der Freisetzung von Calciumionen aus dem SR und seiner Bindung an die aktiven Zentren der Muskelfasern verbunden. Die Konzentration von Calciumionen im Sarkoplasma steigt in wenigen Millisekunden um das 100-fache an. Der erzwungene Ausfluss von Ca 2+ -Ionen aus dem SR erfolgt sehr schnell. Unmittelbar nach der Freisetzung von Calciumionen beginnt der SR, diese zurückzupumpen. Die Muskelkontraktion tritt als Folge eines Nervenimpulses im motorischen Nerv auf, der in der Muskelfaser endet und die Freisetzung von Kalziumionen aus seinen Speichern verursacht.

Der Mechanismus der Blutgerinnung ist ein Kaskadenprozess, dessen viele Stufen von der Anwesenheit von Calciumionen abhängen, die die entsprechenden Enzyme aktivieren.

Die Ansammlung von Kalzium ist ein charakteristisches Merkmal des Wachstums der Knochen von Zähnen, Muscheln und anderen ähnlichen Strukturen. Andererseits führt ein Anstieg des Kalziums an atypischen Stellen zu Steinbildung, Arthrose, grauem Star und arteriellen Erkrankungen.

Elena Savinkina

Obwohl Calcium weltweit sehr verbreitet ist, kommt es in freier Form in der Natur nicht vor.

Bevor wir erfahren, wie reines Calcium gewonnen werden kann, werfen wir einen Blick auf natürliche Calciumverbindungen.

Kalzium ist ein Metall. Im Periodensystem von Mendelejew hat Calcium (Calcium), Ca eine Ordnungszahl von 20 undbefindet sich in Gruppe II. Es ist ein reaktives Element und interagiert leicht mit Sauerstoff. Hat eine silbrig-weiße Farbe.

Natürliche Calciumverbindungen

Calciumverbindungen finden wir fast überall.

Kalziumkarbonat, oder Kalziumkarbonat – es ist die am häufigsten vorkommende Calciumverbindung. Seine chemische Formel ist CaCO 3. Marmor, Kreide, Kalkstein, Muschelgestein – all diese Stoffe enthalten Calciumcarbonat mit geringen Verunreinigungen. Calcit, dessen Formel auch CaCO 3 ist, enthält absolut keine Verunreinigungen.

Calciumsulfat auch Calciumsulfat genannt. Die chemische Formel von Calciumsulfat CaSO 4. Der uns bekannte Mineralgips ist das kristalline Hydrat CaSO 4 2H 2 O.

Calciumphosphat, Calciumsalz der Orthophosphorsäure. Dies ist das Material, aus dem die Knochen von Menschen und Tieren bestehen. Dieses Mineral wird Tricalciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2 genannt.

CalciumchloridCaCl 2, oder Calciumchlorid, kommt in der Natur in Form des kristallinen Hydrats CaCl 2 · 6H 2 O vor. Beim Erhitzen verliert diese Verbindung Wassermoleküle.

Calciumfluorid CaF 2 oder Calciumfluorid kommt natürlicherweise im Mineral Fluorit vor. Und reines kristallines Calciumdifluorid wird Flussspat genannt.

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

Was ist Elektrolyse?

Wahrscheinlich haben fast alle von uns von dem Phänomen der Elektrolyse gehört. Wir werden versuchen, die einfachste Beschreibung dieses Prozesses zu geben.

Wird elektrischer Strom durch wässrige Salzlösungen geleitet, entstehen durch chemische Umwandlungen neue chemische Stoffe. Die Vorgänge, die in einer Lösung beim Durchleiten von elektrischem Strom ablaufen, nennt man Elektrolyse. Alle diese Prozesse werden von einer Wissenschaft namens Elektrochemie untersucht. Natürlich kann der Elektrolyseprozess nur in einer stromführenden Umgebung stattfinden. Wässrige Lösungen von Säuren, Basen und Salzen sind ein solches Medium. Sie werden Elektrolyte genannt.

Elektroden werden in den Elektrolyten eingetaucht. Eine negativ geladene Elektrode wird als Kathode bezeichnet. Eine positiv geladene Elektrode wird Anode genannt. Fließt ein elektrischer Strom durch den Elektrolyten, kommt es zur Elektrolyse. Durch die Elektrolyse setzen sich die Bestandteile der gelösten Stoffe an den Elektroden ab. An der Kathode - positiv geladen, an der Anode - negativ. An den Elektroden selbst können jedoch Nebenreaktionen auftreten, wodurch ein Sekundärstoff gebildet wird.

Wir sehen, dass mit Hilfe der Elektrolyse chemische Produkte ohne den Einsatz von Chemikalien gebildet werden.

Wie wird Calcium gewonnen

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

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Bei diesem Verfahren ist das Bad aus Graphit die Anode. Das Bad wird in einen elektrischen Ofen gestellt. Die Kathode ist ein Eisenstab, der sich über die Breite des Bades bewegt und auf- und absteigen kann. 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. Beim Aufsteigen der Kathode verfestigt sich Calcium an der Kontaktstelle mit der Kathode. Nach und nach baut sich beim Anheben der Kathode Kalzium in Form eines Balkens auf. Dann prallt der Calciumstab von der Kathode ab.

Erstmals wurde im Jahr 1808 durch Elektrolyse reines Calcium gewonnen.

Calcium wird auch durch aluminothermische Reduktion aus Oxiden gewonnen .

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

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

Calcium ist hochreaktiv. Aus diesem Grund wird es in der Industrie häufig zur Reduktion von Refraktärmetallen aus Oxiden sowie bei der Herstellung von Stahl und Gusseisen verwendet.

Staatliche Öltechnische Universität Ufa

Institut für Allgemeine und Analytische Chemie

zum Thema: „Element Calcium. Eigenschaften, Quittung, Anwendung "

Vorbereitet vom Studenten der BTS-11-01-Gruppe Prokaev G.L.

Assoziierter Professor Krasko S.A.

Einführung

Geschichte und Herkunft des Namens

In der Natur sein

Empfang

Physikalische Eigenschaften

Chemische Eigenschaften

Anwendung von metallischem Calcium

Anwendung von Calciumverbindungen

Biologische Rolle

Abschluss

Referenzliste

Einführung

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 (lateinisches Calcium) bezeichnet. Die einfache Substanz Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall mit silbrig-weißer Farbe.

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

Trotz der Allgegenwart von Element # 20 sahen selbst Chemiker nicht alle elementaren Calciums. Aber dieses Metall ist sowohl äußerlich als auch im Verhalten den Alkalimetallen überhaupt nicht ähnlich, deren Kommunikation mit der Gefahr von Bränden und Verbrennungen behaftet ist. Es kann sicher an der Luft gelagert werden, es ist nicht durch Wasser entflammbar.

Elementares Calcium wird fast nie als Baumaterial verwendet. Dafür ist er zu aktiv. Calcium reagiert leicht mit Sauerstoff, Schwefel, Halogenen. Auch mit Stickstoff und Wasserstoff reagiert es unter bestimmten Bedingungen. Die für die meisten Metalle inerte Umgebung von Kohlenoxiden ist aggressiv für Kalzium. Es verbrennt in einer CO- und CO2-Atmosphäre.

Geschichte und Herkunft des Namens

Calciumverbindungen - Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk - ein Produkt der Kalksteinröstung) werden seit mehreren Jahrtausenden in der Bauindustrie verwendet. Bis Ende des 18. Jahrhunderts hielten Chemiker Kalk für einen einfachen Körper. 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselsäure komplexe Substanzen sind.

In der Natur sein

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt freies Calcium in der Natur nicht vor.

Calcium macht 3,38% der Masse der Erdkruste aus (5. am häufigsten nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope. Calcium kommt natürlicherweise in Form einer Mischung aus sechs Isotopen vor: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca und 48Ca, von denen das häufigste - 40Ca - 96,97 % ist.

Von den sechs natürlichen Calciumisotopen sind fünf stabil. Das sechste Isotop 48Ca, das schwerste der sechs und sehr selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187%), wurde kürzlich als doppelter Beta-Zerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 . entdeckt × 1019 Jahre.

In Gesteinen und Mineralien. Der größte Teil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine (Granite, Gneisen usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat - Anorthit Ca.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalkstein repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO3) bestehen. Die kristalline Form von Calcit - Marmor - ist in der Natur viel seltener.

Calciummineralien wie Calcit CaCO3, Anhydrit CaSO4, Alabaster CaSO4 0.5H2O und Gips CaSO4 2H2O, Fluorit CaF2, Apatite Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), Dolomit MgCO3 CaCO3 sind weit verbreitet. Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen in natürlichem Wasser bestimmt seine Härte.

Calcium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen ansammelt, bildet 385 Mineralien (Vierte der Anzahl der Mineralien).

Migration in der Erdkruste. Bei der natürlichen Wanderung von Calcium spielt das "Carbonat-Gleichgewicht" eine wesentliche Rolle, verbunden mit der reversiblen Reaktion der Wechselwirkung von Calciumcarbonat mit Wasser und Kohlendioxid unter Bildung von löslichem Bicarbonat:

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

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

Biogene Migration. In der Biosphäre kommen Calciumverbindungen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). In lebenden Organismen kommt eine beträchtliche Menge an Kalzium vor. Also Hydroxyapatit Ca5 (PO4) 3OH oder in einer anderen Schreibweise 3Ca3 (PO4) 2 · Ca (OH) 2 - die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich des Menschen; die Schalen und Schalen vieler wirbelloser Tiere, Eierschalen usw. bestehen aus Calciumcarbonat CaCO3 In lebenden Geweben von Menschen und Tieren 1,4-2% Ca (nach Massenanteil); bei einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Kalziumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Zusammensetzung der interzellulären Substanz des Knochengewebes).

Empfang

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl2 (75-80%) und KCl oder aus CaCl2 und CaF2 sowie durch aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Ein Verfahren zur Herstellung von Calcium durch thermische Dissoziation von Calciumcarbid CaC2 wurde ebenfalls entwickelt.

Physikalische Eigenschaften

Das Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Stabil bis 443 °C α -Ca mit kubischem Gitter, höherer Widerstand β-Ca mit einem kubischen raumzentrierten Gittertyp α -Fe. Standardenthalpie H0 Überleitung α → β beträgt 0,93 kJ/mol.

Calcium ist ein Leichtmetall (d = 1,55), silbrig-weiß. Es ist härter und schmilzt bei einer höheren Temperatur (851 ° C) im Vergleich zu Natrium, das im Periodensystem daneben steht. Dies liegt daran, dass es in einem Metall zwei Elektronen für ein Calciumion gibt. Daher ist die chemische Bindung zwischen Ionen und Elektronengas stärker als die von Natrium. Bei chemischen Reaktionen werden die Valenzelektronen des Calciums auf die Atome anderer Elemente übertragen. Dabei entstehen doppelt geladene Ionen.

Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die Reaktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es interagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Feuchtigkeit in der Luft, weshalb die Oberfläche von metallischem Calcium normalerweise mattgrau ist, daher wird Calcium im Labor normalerweise wie andere Erdalkalimetalle in einem dicht verschlossenen Glas unter einer Schicht aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

In der Reihe der Standardpotentiale befindet sich Calcium links von Wasserstoff. Das Standard-Elektrodenpotential des Ca2 + / Ca0-Paares beträgt -2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert, jedoch ohne Zündung:

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

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

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

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

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (Calciumphosphid),

Calciumphosphide der Zusammensetzungen CaP und CaP5 sind ebenfalls bekannt;

Ca + Si = Ca2Si (Calciumsilicid),

auch bekannte Calciumsilizide der Zusammensetzungen CaSi, Ca3Si4 und CaSi2.

Der Verlauf der obigen Reaktionen wird in der Regel von einer großen Wärmeabgabe begleitet (dh diese Reaktionen sind exotherm). In allen Verbindungen mit Nichtmetallen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden leicht durch Wasser zersetzt, zum Beispiel:

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

Das Ca2+-Ion ist farblos. Wenn lösliche Calciumsalze in die Flamme eingebracht werden, verfärbt sich die Flamme ziegelrot.

Calciumsalze wie Chlorid CaCl2, Bromid CaBr2, Jodid CaI2 und Nitrat Ca (NO3) 2 sind in Wasser gut löslich. Fluorid CaF2, Carbonat CaCO3, Sulfat CaSO4, Orthophosphat Ca3 (PO4) 2, Oxalat CaC2O4 und einige andere sind in Wasser unlöslich.

Von großer Bedeutung ist die Tatsache, dass saures Calciumcarbonat (Bicarbonat) Ca (HCO3) 2 im Gegensatz zu Calciumcarbonat CaCO3 wasserlöslich ist. In der Natur führt dies zu den folgenden Prozessen. Wenn kalter Regen oder mit Kohlendioxid gesättigtes Flusswasser in den Untergrund eindringt und auf Kalksteine fällt, wird deren Auflösung beobachtet:

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

An den gleichen Stellen, an denen mit Calciumbicarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche tritt und von den Sonnenstrahlen erwärmt wird, findet die gegenteilige Reaktion statt:

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

Auf diese Weise werden große Stoffmassen in die Natur übertragen. Infolgedessen können sich unter der Erde riesige Lücken bilden und in den Höhlen bilden sich schöne "Eiszapfen" - Stalaktiten und Stalagmiten.

Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Härte des Wassers. Es wird als temporär bezeichnet, weil sich beim Kochen von Wasser Bicarbonat zersetzt und CaCO3 ausfällt. Dieses Phänomen führt zum Beispiel dazu, dass sich im Wasserkocher mit der Zeit Kalk bildet.

kalziummetallisch chemisch physikalisch

Die Hauptverwendung von metallischem Calcium ist als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Metallen, insbesondere Nickel, Kupfer und Edelstahl. Calcium und sein Hydrid werden auch zur Gewinnung schwer reduzierbarer Metalle wie Chrom, Thorium und Uran verwendet. Calcium-Blei-Legierungen werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch verwendet, um Luftspuren aus Vakuumgeräten zu entfernen. Lösliche Calcium- und Magnesiumsalze bestimmen die Gesamthärte des Wassers. Sind sie in geringen Mengen im Wasser vorhanden, wird das Wasser als weich bezeichnet. Mit einem hohen Gehalt an diesen Salzen gilt das Wasser als hart. Härte wird durch Kochen beseitigt, zur vollständigen Beseitigung wird manchmal Wasser destilliert.

Metallothermie

Reines metallisches Calcium wird häufig in der Metallothermie zur Herstellung seltener Metalle verwendet.

Legierungslegierung

Kernfusion

Anwendung von Calciumverbindungen

Calciumhydrid. Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird CaH2 (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) und als Lasermaterial verwendet. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator verwendet.

Calciumcarbid. Calciumcarbid CaC2 wird häufig zur Herstellung von Acetylen und zur Reduktion von Metallen sowie bei der Herstellung von Calciumcyanamid verwendet (durch Erhitzen von Calciumcarbid in Stickstoff auf 1200 ° C ist die Reaktion exotherm, wird in Cyanamidöfen durchgeführt) .

Chemische Energiequellen. Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermoelektrischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. ein Calciumchromat-Element). Calciumchromat wird in diesen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist eine extrem lange Lagerzeit (Jahrzehnte) in einem geeigneten Zustand, die Fähigkeit, unter allen Bedingungen (Raum, hohe Drücke) zu arbeiten, eine hohe spezifische Energie nach Gewicht und Volumen. Nachteil bei kurzer Dauer. Solche Batterien werden dort eingesetzt, wo es notwendig ist, für kurze Zeit kolossale elektrische Energie zu erzeugen (ballistische Raketen, einige Raumfahrzeuge usw.).

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

Medikamente. In der Medizin beseitigen Ca-Präparate Störungen, die mit einem Mangel an Ca-Ionen im Körper verbunden sind (mit Tetanie, Spasmophilie, Rachitis). Ca-Präparate reduzieren die Überempfindlichkeit gegenüber Allergenen und werden zur Behandlung allergischer Erkrankungen (Serumkrankheit, Schlaffieber etc.) eingesetzt. Ca-Präparate reduzieren die erhöhte Gefäßpermeabilität und wirken entzündungshemmend. Sie werden bei hämorrhagischer Vaskulitis, Strahlenkrankheit, entzündlichen Prozessen (Pneumonie, Rippenfellentzündung usw.) und einigen Hautkrankheiten verwendet. Es wird als blutstillendes Mittel verschrieben, um die Aktivität des Herzmuskels zu verbessern und die Wirkung von Digitalis-Medikamenten als Gegenmittel gegen Vergiftungen mit Magnesiumsalzen zu verstärken. Zusammen mit anderen Medikamenten werden Ca-Präparate zur Stimulierung der Wehen verwendet. Ca-Chlorid wird oral und intravenös verabreicht.

Zu den Ca-Präparaten zählen auch Gips (CaSO4), der in der Chirurgie für Gipsabgüsse verwendet wird, und Kreide (CaCO3), die oral mit erhöhtem Säuregehalt des Magensaftes und zur Herstellung von Zahnpulver verabreicht wird.

Biologische Rolle

Das meiste Kalzium, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, befindet sich in Milchprodukten, das restliche Kalzium in Fleisch, Fisch und einigen Pflanzenprodukten (insbesondere Hülsenfrüchte enthalten viel). Die Absorption erfolgt sowohl im Dickdarm als auch im Dünndarm und wird durch ein saures Milieu, Vitamin D und Vitamin C, Laktose, ungesättigte Fettsäuren erleichtert. Wichtig ist auch die Rolle von Magnesium im Calciumstoffwechsel, bei dessen Mangel Calcium aus den Knochen "ausgewaschen" und in den Nieren (Nierensteinen) und Muskeln abgelagert wird.

Produkte Calcium, mg / 100 g

Sesam 783

Brennnessel 713

Wegerich groß 412

Sardinen in Öl 330

Efeu Budra 289

Hundsrose 257

Mandel 252

Wegerich-Lanzettist. 248

Haselnuss 226

Brunnenkresse 214

Trockene Sojabohnen 201

Kinder unter 3 Jahren - 600 mg.

Kinder von 4 bis 10 Jahren - 800 mg.

Kinder von 10 bis 13 Jahren - 1000 mg.

Jugendliche von 13 bis 16 Jahren - 1200 mg.

Jugendliche ab 16 Jahren - 1000 mg.

Erwachsene 25 bis 50 Jahre alt - 800 bis 1200 mg.

Schwangere und stillende Frauen - 1500 bis 2000 mg.

Abschluss

Calcium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente auf der Erde. In der Natur gibt es viel davon: Gesteine und Tongesteine werden aus Calciumsalzen gebildet, es kommt im Meer- und Flusswasser vor, es ist Bestandteil von Pflanzen- und Tierorganismen.

Calcium umgibt die Städter ständig: Fast alle Grundbaustoffe - Beton, Glas, Ziegel, Zement, Kalk - enthalten dieses Element in erheblichen Mengen.

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

Referenzliste

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5.M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin - Allgemeine und Anorganische Chemie, 2000. 592 S. Mit ill.