Кальций химические свойства. «кальций и его соединения

Соединения кальция.

СаО – оксид кальция или негашеная извасть, получают его разложением известняка: СаСО 3 =СаО + СО 2 – это оксид щелочноземельного металла, поэтому он активно взаимодействует с водой: СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2

Са(ОН) 2 – гидроксид кальция или гашеная известь, поэтому реакция СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 называется гашением извести. Если раствор профильтровать, получается известковая вода – это раствор щелочи, поэтому он изменяет окраску фенолфталеина в малиновый цвет.

Широко в строительстве применяется гашеная известь. Ее смесь с песком и водой - хороший связывающий материал. Под действием углекислого газа смесь отвердевает Са(ОН) 2 + CO 2 = СаСОз +Н 2 О.

Одновременно часть песка и смеси превращается в силикат Ca(OH) 2 +SiO 2 = CaSiO 3 +H 2 O.

Уравнения Са (ОН) 2 + СО 2 = СаСО 2 +Н 2 О и СаСО 3 +Н 2 О + СО 2 = Са(НСО 3) 2 играют большую роль в природе и в формировании облика нашей планеты. Углекислый газ в образе ваятеля и зодчего создает подземные дворцы в толщах карбонатных пород. Он способен под землей перемещать сотни и тысячи тонн известняка. По трещинам в горных породах вода , содержащая растворенный в ней углекислый газ, попадает в толщу известняка, образуя полости - кастровые пещеры. Гидрокарбонат кальция существует только в растворе. Грунтовые воды перемещаются в земной коре, испаряя в подходящих условиях воду : Са(НСОз) 2 = СаСОз + Н 2 О + СО 2 , так образуются сталактиты и сталагмиты, схема образования которых предложена известным геохимиком А.Е. Ферсманом. Очень много кастровых пещер в Крыму. Их изучением занимается наука спелеология .

Применяется в строительстве карбонат кальция СаСОз - это мел, известняк, мрамор. Все вы видели наш железнодорожный вокзал: он отделан белым мрамором, привезенным из-за границы.

опыт: дуть через трубку в раствор известковой воды, она мутнеет.

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О

Приливает к образовавшемуся осадку уксусную кислоту, наблюдается вскипание, т.к. выделяется углекислый газ.

СаСО 3 +2СН 3 СООН = Са(СН 3 СОО) 2 +Н 2 О +СО 2

СКАЗКА О БРАТЬЯХ КАРБОНАТАХ.

На земле живут три брата
Из семейства Карбонатов.
Старший брат - красавец МРАМОР,
Славен именем Карары,
Превосходный зодчий. Он
Строил Рим и Парфенон.
Всем известен ИЗВЕСТНЯК,
Потому и назван так.
Знаменит своим трудом,
Возводя за домом дом.
И способен, и умел
Младший мягкий братец МЕЛ.
Как рисует, посмотри,
Этот СаСО 3 !
Любят братья порезвиться,
В жаркой печке прокалиться ,
СаО да СО 2 образуются тогда.
Это углекислый газ,
Каждый с ним знаком из вас,
Выдыхаем мы его.
Ну, а это СаО -
Жарко обожжённая ИЗВЕСТЬ НЕГАШЁНАЯ.
Добавляем к ней воды,
Тщательно мешая,
Чтобы не было беды,
Руки защищаем,
Круто замешённая ИЗВЕСТЬ, но ГАШЁНАЯ!
Известковым молоком
Стены белятся легко.
Светлый дом повеселел,
Превратив извёстку в мел.
Фокус-покус для народа:
Стоит лишь подуть сквозь воду,
Как она легко-легко
Превратилась в молоко!
А теперь довольно ловко
Получаю газировку:
Молоко плюс уксус. Ай!
Льётся пена через край!
Всё в заботах, всё в работе
От зари и до зари –
Эти братья Карбонаты,
Эти СаСО 3 !

Повторение: CaO – оксид кальция, негашеная известь;
Ca(OH) 2 – гидроксид кальция (гашеная известь, известковая вода, известковое молоко в зависимости от концентрации раствора).
Общее – одна и та же химическая формула Са(ОН) 2 . Отличие: известковая вода – прозрачный насыщенный раствор Са(ОН) 2 , а известковое молоко – это белая взвесь Са(ОН) 2 в воде.
CaCl 2 - хлорид кальция, хлористый кальций;
CaCO 3 – карбонат кальция, мел, мрамор ракушечник, известняк.
Л/Р: коллекции. Далее демонстрируем коллекцию имеющихся в школьной лаборатории минералов : известняк, мел, мрамор, ракушечник.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - кристаллогидрат сульфата кальция, гипс;
CaCO 3 - кальцит, карбонат кальция входит в состав многих минералов, которые покрывают на земле 30 млн км 2 .

Самый важный из этих минералов – известняк . Ракушечники, известняки органического происхождения. Он идет на производство цемента, карбида кальция, соды, всех видов извести, в металлургии. Известняк – это основа строительной индустрии, из него делают многие строительные материалы.

Мел это не только зубной порошок и школьный мел. Это и ценная добавка при производстве бумаги (мелованная – высшего качества) и резины; в строительстве и ремонте зданий – в качестве побелки.

Мрамор – плотная кристаллическая порода. Есть цветной – белый, но чаще всего различные примеси окрашивают его в различные цвета . Чистый белый мрамор встречается редко и в основном идет на работу скульпторам (статуи Микеланджело, Родена. В строительстве цветной мрамор используют как облицовочный материал (Московское метро) или даже в качестве основного строительного материала дворцов (Тадж-Махал).

В мире интересного «МАВЗОЛЕЙ “Тадж-Махал”»

Шах – Джахан из династии Великих Моголов держал в страхе и повиновении едва ли не всю Азию. В 1629 году умерла Мумзат-Махал, любимая жена Шах-Джахана в 39 лет во время родов в походе (это был их 14 ребенок, причем все были мальчики). Она была необыкновенно красива, светла, умна, император во всем ее слушался. Перед смертью она просила мужа построить гробницу, заботится о детях, не жениться. Опечаленный царь посланцев своих отправил во все большие города, столицы соседних государств – в Бухару, Самарканд, Багдад, Дамаск, чтобы разыскать и пригласить лучших мастеров – в память о жене царь решил возвести лучшее в мире здание. Одновременно гонцы отправили в Агру (Индия) планы всех лучших сооружений Азии и лучшие строительные материалы. Везли даже из России и Урала малахит. Главные каменщики приехали из Дели и Кандагара; архитекторы – из Стамбула, Самарканда; декораторы – из Бухары; садоводы – из Бенгалии; художники – из Дамаска и Багдада, а руководил всем известный мастер Устад-Иса.

Совместными усилиями за 25 лет было построено меломраморное сооружение в окружении зеленых садов, голубых фонтанов и мечети из красного песчаника . 20000 рабов возводили это чудо 75 м (с25-этажный дом). Неподалеку хотел построить второй мавзолей из черного мрамора для себя, но не успел. Его сверг с престола родной сын (2-ой, причем он же убил и всех своих братьев).

Последние годы жизни правитель и повелитель Агры провел, смотря из узкого окошка своей темницы. 7 лет так отец любовался своим творением. Когда отец ослеп, сын сделал ему систему зеркал, чтобы отец мог любоваться мавзолеем. Похоронен он был в Тадж-Махале, рядом со своей Мумтаз.

Входящие в мавзолей видят кенотафы - ложные гробницы. Места вечного упокоения великого хана и его жены находятся внизу, в подвале. Там все инкрустировано драгоценными камнями, которые светятся, будто живые, а ветви сказочных деревьев, переплетаясь с цветами, причудливыми узорами украшают стены гробницы. Обработанные лучшими резчиками бирюзово-голубые лазуриты, зелено-черные нефриты и красные аметисты воспевают любовь Шах-Джахала и Мумзат-Махал.

Ежедневно в Агру спешат туристы , желающие увидеть истинное чудо света – мавзолей Тадж-Махал, будто парящий над землей.

CaCO 3 – это строительный материал наружного скелета моллюсков, кораллов, ракушек и др., скорлупы яиц. (иллюстрации или Животные кораллового биоценоза” и показ коллекции морских кораллов, губок, ракушечника) .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кальций - двадцатый элемент Периодической таблицы. Обозначение - Ca от латинского «calcium». Расположен в четвертом периоде, IIА группе. Относится к металлам. Заряд ядра равен 20.

Кальций принадлежит к числу самых распространенных в природе элементов. В земной коре его содержится приблизительно 3% (масс.). Он встречается в виде многочисленных отложений известняков и мела, а также мрамора, которые представляют собой природные разновидности карбоната кальция CaCO 3 . В больших количествах встречаются также гипс CaSO 4 ×2H 2 O, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и, наконец, различные содержащие кальций силикаты.

В виде простого вещества кальций представляет собой ковкий, довольно твердый металл белого цвета (рис.1). На воздухе быстро покрывается слоем оксида, а при нагревании сгорает ярким красноватым пламенем. С холодной водой кальций реагирует сравнительно медленно, но из горячей воды быстро вытесняет водород, образуя гидроксид.

Рис. 1. Кальций. Внешний вид.

Атомная и молекулярная масса кальция

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии кальций существует в виде одноатомных молекул Ca, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 40,078.

Изотопы кальция

Известно, что в природе кальций может находиться в виде четырех стабильных изотопов 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, с явным преобладанием изотопа 40 Ca (99,97%). Их массовые числа равны 40, 42, 43, 44, 46 и 48 соответственно. Ядро атома изотопа кальция 40 Ca содержит двадцать протонов и двадцать нейтронов, а остальные изотопы отличаются от него только числом нейтронов.

Существуют искусственные изотопы кальция с массовыми числами от 34-х до 57-ми, среди которых наиболее стабильным является 41 Ca с периодом полураспада равным 102 тысячи лет.

Ионы кальция

На внешнем энергетическом уровне атома кальция имеется два электрона, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

В результате химического взаимодействия кальций отдает свои валентные электроны, т.е. является их донором, и превращается в положительно заряженный ион:

Ca 0 -2e → Ca 2+ .

Молекула и атом кальция

В свободном состоянии кальций существует в виде одноатомных молекул Ca. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу кальция:

Сплавы кальция

Кальций служит легирующим компонентом некоторых свинцовых сплавов.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 →Ca(HCO 3) 2 .

Ответ

Растворив кальций в воде можно получить мутный раствор соединения известного под названием «известковое молоко» — гидроксида кальция:

Ca+ 2H 2 O→ Ca(OH) 2 + H 2 .

Пропустив через раствор гидроксида кальция углекислый газ получаем карбонат кальция:

2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O.

Добавив к карбонату кальция воды и продолжая пропускать через данную смесь углекислый газ получаем гидрокарбонат кальция:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2 .

Кальций весьма распространен в природе в форме различных соединений. В земной коре он занимает пятое место, составляя 3,25%, и чаще всего встречается в виде известняка CaCO3, доломита CaCO3*MgCO3, гипса CaSO4*2Н2О, фосфорита Ca3(PO4)2 и плавикового шпата CaF2, не считая значительной доли кальция в составе силикатных пород. В морской воде содержится в среднем 0,04% (вес) кальция

Физические и химические свойства кальция

Кальций находится в подгруппе щелочноземельных металлов II группы периодической системы элементов; порядковый номер 20, атомный вес 40,08, валентность 2, атомный объем 25,9. Изотопы кальция: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0 003%), 48 (0,185%). Электронная структура атома кальция: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Радиус атома 1,97 А, радиус иона 1,06 А. До 300° кристаллы кальция имеют форму куба с центрированными гранями и размером стороны 5,53 А, выше 450° - гексагональную форму. Удельный вес кальция 1,542, температура плавления 851°, температура кипения 1487°, теплота плавления 2,23 ккал/молщ теплота парообразования 36,58 ккал/моль. Атомная теплоемкость твердого кальция Cр = 5,24 + 3,50*10в-3 T для 298-673° К и Cp = 6,29+1,40*10в-3T для 673-1124° К; для жидкого кальция Cp = 7,63. Энтропия твердого кальция 9.95 ± 1, газообразного при 25° 37,00 ± 0,01.
Упругость пара твердого кальция исследована Ю.А. Приселковым и А.Н. Несмеяновым, П. Дугласом и Д. Томлиным. Значения упругости насыщенного пара кальция приведены в табл. 1.

По теплопроводности кальций приближается к натрию и калию, при температурах 20-100° коэффициент линейного расширения 25*10в-6, при 20° удельное электросопротивление 3,43 мк ом/см3, от 0 до 100° температурный коэффициент электрического сопротивления 0,0036. Электрохимический эквивалент 0,74745 г/а*ч. Предел прочности кальция 4,4 кг/мм2, твердость по Бринелю 13, удлинение 53%, относительное сужение 62%.
Кальций имеет серебристо-белый цвет, в изломе блестит. На воздухе металл покрывается тонкой голубовато серой пленкой из нитрида, окиси и частично перекиси кальция. Кальций гибок и ковок; его можно обрабатывать на токарном станке, сверлить, резать, пилить, прессовать, волочить и т. д. Чем чище металл, тем больше его пластичность.
В ряду напряжений кальций расположен среди наиболее электроотрицательных металлов, чем и объясняется его большая химическая активность. При комнатной температуре кальций с сухим воздухом не реагирует, при 300° и выше интенсивно окисляется, при сильном нагреве сгорает ярким оранжево-красноватым пламенем. Во влажном воздухе кальций постепенно окисляется, превращаясь в гидроокись; с холодной водой реагирует сравнительно медленно, но из горячей воды энергично вытесняет водород, образуя гидроокись.
Азот реагирует с кальцием заметно при температуре 300° и очень интенсивно при 900° с образованием нитрида Ca3N2. С водородом при температуре 400° кальций образует гидрид CaH2. С сухими галогенами, за исключением фтора, при комнатной температуре кальций не связывается; интенсивное образование галогенидов происходит при 400° и выше.
Крепкая серная (65-60° Be) и азотная кислоты действуют на чистый кальций слабо. Из водных растворов минеральных кислот очень сильно действует соляная, сильно - азотная и слабо - серная. В концентрированных растворах NaOH и в растворах соды кальций почти не разрушается.

Применение

Кальций находит все возрастающее применение в различных отраслях производства. В последнее время он приобрел большое значение как восстановитель при получении ряда металлов. Чистый металлический уран получается восстановлением металлическим кальцием фтористого урана. Кальцием или его гидридами можно восставав пивать окислы титана, а также окислы циркония, тория, тантала, ниобия и других редких металлов. Кальций является хорошим раскислителем и дегазатором при получении меди, никеля, хромоникелевых сплавов, специальных сталей, никелевых и оловянистых бронз, он удаляет из металлов и сплавов серу, фосфор, углерод.
Кальций образует с висмутом тугоплавкие соединения, поэтому его применяют для очистки свинца от висмута.
Кальций добавляют в различные легкие сплавы. Он способствует улучшению поверхности слитков, мелкозернистости и понижению окисляемости. Большое распространение имеют содержащие кальций подшипниковые сплавы. Свинцовые сплавы (0,04% Ca) могут применяться для изготовления оболочек кабеля.
Кальций применяют для дегидратации алкоголей и растворителей для десульфуризации нефтепродуктов. Сплавы кальция с цинком или с цинком и магнием (70% Ca) идут для производства высококачественного пористого бетона. Кальций входит в состав антифрикционных сплавов (свинцовокальциевых баббитов).
Благодаря способности связывать кислород и азот кальций или сплавы кальция с натрием и другими металлами применяют для очистки благородных газов и как геттер в вакуумной радиоаппаратуре. Кальций применяется также для получения гидрида, который является источником водорода в полевых условиях. С углеродом кальций образует карбид кальция CaC2, применяемый в больших количествах для получения ацетилена C2H2.

История развития

Деви впервые получил кальций в виде амальгамы в 1808 г., применив электролиз влажной извести с ртутным катодом. Бунзен в 1852 г. электролизом солянокислого раствора хлористого кальция получил амальгаму с высоким содержанием кальция. Бунзен и Матиссен в 1855 г. электролизом CaCl2 и Муассан электролизом CaF2 получили кальций в чистом виде. В 1893 г. Борхерс существенно улучшил электролиз хлористого кальция, применив охлаждение катода; Арндт в 1902 г. получил электролизом металл, содержавший 91,3% Ca. Руфф и Плата для снижения температуры электролиза применили смесь из CaCl2 и CaF2; Борхерс и Стокем при температуре ниже точки плавления кальция получали губку.
Задачу электролитического получения кальция решили Ратенау и Зютер, предложив метод электролиза с катодом касания, который вскоре стал промышленным. Было много предложений и попыток получать кальциевые сплавы электролизом, особенно на жидком катоде. По Ф.О. Банзелю, можно получить сплавы кальция электролизом CaF2 с добавками солей или фторокисей других металлов. Пулене и Meлан получали сплав Ca-Al на жидком алюминиевом катоде; Кюгельген и Сьюард получили сплав Ca-Zn на цинковом катоде. Получение сплавов Ca-Zn исследовали в 1913 г. В. Мольденгауер и Дж. Андерсен, они же получали на свинцовом катоде сплавы Pb-Ca. Коба, Симкинс и Гире применяли электролизер со свинцовым катодом на 2000 а и получали сплав с 2% Ca при выходе по току 20%. И. Целиков и В. Вазингер добавляли в электролит NaCl, чтобы получить сплав с натрием; Р.Р. Сыромятников перемешивал сплав и добивался 40-68%-ного выхода по току. Кальциевые сплавы со свинцом, цинком и медью получают электролизом в промышленном масштабе
Значительный интерес вызвал термический способ получения кальция. Алюминотермическое восстановление окислов открыл в 1865 г. H.H. Бекетов. В 1877 г. Малет обнаружил при нагревании взаимодействие смеси окислов кальция, бария и стронция с алюминием Винклер пытался восстановить эти же окислы магнием; Бильц и Вагнер, восстанавливая в вакууме окись кальция алюминием, получили низкий выход металла Гунц в 1929 г. достиг лучших результатов. А.И. Войницкий в 1938 г. в лаборатории восстанавливал окись кальция алюминием и силикосплавами. Способ запатентовали в 1938 г В конце второй мировой войны термический способ получил промышленное применение.
В 1859 г. Кароном был предложен способ получения сплавов натрия со щелочноземельными металлами действием металлического натрия на их хлориды. По этому способу получают кальций (и барин) в сплаве со свинцом До второй мировой войны промышленное производство кальция электролизом было поставлено в Германии и Фракции. В Битерфельде (Германия) в период с 1934 г по 1939 г выпускалось по 5-10 т кальция ежегодно Потребность США в кальции покрывалась импортом, составлявшим в период 1920-1940 гг 10-25 г в год. С 1940 г., когда прекратился импорт из Франции, США начали сами в значительных количествах производить кальций методом электролиза; в конце войны стали получать кальций вакуум-термическим способом; по сообщению С. Лумиса, выпуск его достигал 4,5 т в сутки. По данным Минерале Ярбук, компания Доминиум Магнезиум в Канаде выпускала кальция в год:

Сведения о масштабах выпуска кальция за последние годы отсутствуют.

27.03.2019

В-первую очередь надо определиться сколько вы готовы потратить на покупку. Специалисты рекомендуют начинающим инвесторам сумму от 30 тысяч рублей до 100. Стоит...

27.03.2019

Металлопрокат в наше время активно используется в самых разных ситуациях. Действительно, на многих производствах просто не обойтись без него, так как металлопрокат...

27.03.2019

Стальные прокладки овального сечения предназначены для герметизации фланцевых соединений арматуры и трубопроводов, которые транспортируют агрессивные среды....

26.03.2019

Многие из нас слышали о такой должности как системный администратор, но далеко не каждый представляет себе, что конкретно имеется в виду под этой фразой....

26.03.2019

Каждый человек, который делает ремонт в своем помещении, должен задумываться о том, какие конструкции необходимо установить в межкомнатное пространство. На рынке...

26.03.2019

На сегодняшний день газоанализаторы активно применяют в нефтяной и в газовой отраслях, в коммунальной сфере, в ходе осуществления анализов в лабораторных комплексах, для...

Кальций - элемент 4-го периода и ПА-группы Периодической системы, порядковый номер 20. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +2 и 0. Относится к щелочноземельным металлам. Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде. В природе — шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаС0 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.). Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение ).

Кальций Са

Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод — кальцийтермия ):

Получение кальция в промышленности :

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО

Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо- эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности — обжиг известняка (900-1200 °С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2

Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН —) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше — в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ — пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаС0 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена. Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов — тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уфимский Государственный Нефтяной Технический Университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

на тему: «Элемент кальций. Свойства, получение, применение»

Подготовил студент группы БТС-11-01 Прокаев Г.Л.

Доцент Красько С.А.

Введение

История и происхождение названия

Нахождение в природе

Получение

Физические свойства

Химические свойства

Применение металлического кальция

Применение соединений кальция

Биологическая роль

Заключение

Список литературы

Введение

Кальций - элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Простое вещество кальций (CAS-номер: 7440-70-2) - мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

Кальций называется щелочноземельным металлом, его относят к S - элементам. На внешнем электронном уровне у кальция два электрона, поэтому он даёт соединения: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 и т.д. Кальций относится к типичным металлам - он имеет большое сродство к кислороду, восстанавливает почти все металлы из их окислов, образует довольно сильное основание Ca(OH)2.

Несмотря на повсеместную распространенность элемента №20, даже химики и то не все видели элементарный кальций. А ведь этот металл и внешне и по поведению совсем не похож на щелочные металлы, общение с которыми чревато опасностью пожаров и ожогов. Его можно спокойно хранить на воздухе, он не воспламеняется от воды.

В качестве конструкционного материала элементарный кальций почти не применяется. Для этого он слишком активен. Кальций легко реагирует с кислородом, серой, галогенами. Даже с азотом и водородом при определенных условиях он вступает в реакции. Среда окислов углерода, инертная для большинства металлов, для кальция - агрессивная. Он сгорает в атмосфере CO и CO2.

История и происхождение названия

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) - «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из нее ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

Соединения кальция - известняк, мрамор, гипс (а также известь - продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём - вещества сложные.

Нахождение в природе

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа).

Изотопы. Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, среди которых наиболее распространённый - 40Ca - составляет 96,97 %.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×1019 лет.

В горных породах и минералах. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате - анортите Ca.

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита - мрамор - встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвертое место по числу минералов).

Миграция в земной коре. В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

СаСО3 + H2O + CO2 ↔ Са (НСО3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).

Биогенная миграция. В биосфере соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca5(PO4)3OH, или, в другой записи, 3Ca3(PO4)2·Са(OH)2 - основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция - около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение

Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (75-80 %) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Разработан также способ получения кальция термической диссоциацией карбида кальция CaC2

Физические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443°C устойчив α-Ca с кубической решеткой, выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe. Стандартная энтальпия ΔH0 перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

Кальций - лёгкий металл (d = 1,55), серебристо-белого цвета. Он более твёрд и плавится при более высокой температуре (851 °С) по сравнению с натрием, который расположен рядом с ним в периодической системе. Это объясняется тем, что на один ион кальция в металле приходится два электрона. Поэтому химическая связь между ионами и электронным газом у него более прочная, чем у натрия. При химических реакциях валентные электроны кальция переходят к атомам других элементов. При этом образуются двухзарядные ионы.

Химические свойства

Кальций - типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2 + Q.

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Са + Н2 = СаН2, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

Са + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция),

известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;

Ca + Si = Ca2Si (силицид кальция),

известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции - экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

CaH2+ 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2,N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NH3.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО3, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3) 2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2 + Н2О.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной ее называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

кальций металлический химический физический

Главное применение металлического кальция - это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов. Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей вода считается жёсткой. Жесткость устраняется при кипячении, для полного устранения воду иногда перегоняют.

Металлотермия

Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редких металлов.

Легирование сплавов

Чистый кальций применяется для легирования свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов с малым саморазрядом. Также металлический кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.

Ядерный синтез

Изотоп 48Ca - наиболее эффективный и употребительный материал для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Например, в случае использования ионов 48Ca для получения сверхтяжёлых элементов на ускорителях ядра этих элементов образуются в сотни и тысячи раз эффективней, чем при использовании других «снарядов» (ионов).

Применение соединений кальция

Гидрид кальция. Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH2 (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.

Оптические и лазерные материалы. Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.

Карбид кальция. Карбид кальция CaC2 широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).

Химические источники тока. Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода(например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей - чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объему. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать колоссальную электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и.др.).

Огнеупорные материалы. Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.

Лекарственные средства. В медицине препаратов Са устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Са в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Са снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, сонная лихорадка и др.). Препараты Са уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных процессах (пневмания, плеврит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают как кровоостанавливающее средство, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки, как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с другими средствами препараты Са применяют для стимулирования родовой деятельности. Хлористый Са вводят через рот и внутривенно.

К препаратам Са относятся также гипс (СаSО4), применяемый в хирургии для гипсовых повязок, и мел (СаСО3), назначаемый внутрь при повышенной кислотности желудочного сока и для приготовления зубного порошка.

Биологическая роль

Кальций - распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы - мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.

Большая часть кальция, поступающего в организм человека с пищей, содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как в толстом, так и тонком кишечнике и облегчается кислой средой, витамином Д и витамином С, лактозой, ненасыщенными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию кальция препятствуют аспирин, щавелевая кислота, производные эстрогенов. Соединяясь с щавелевой кислотой, кальций дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания кальция в крови из-за большого количества связанных с ним процессов точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное отсутствие в рационе может вызвать судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а также запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам и остеопорозу. Злоупотребление кофе и алкоголем могут быть причинами дефицита кальция, так как часть его выводится с мочой.

Избыточные дозы кальция и витамина Д могут вызвать гиперкальцемию, после которой следует интенсивная кальцификация костей и тканей (в основном затрагивает мочевыделительную систему). Продолжительный переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает свертываемость крови и уменьшает усвояемость цинка клетками костной ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграмм.

Продукты Кальций, мг/100 г

Кунжут 783

Крапива 713

Подорожник большой 412

Сардины в масле 330

Будра плющевидная 289

Шиповник собачий 257

Миндаль 252

Подорожник ланцетолист. 248

Лесной орех 226

Кресс-салат 214

Соя бобы сухие 201

Дети до 3 лет - 600 мг.

Дети от 4 до 10 лет - 800 мг.

Дети от 10 до 13 лет - 1000 мг.

Подростки от 13 до 16 лет - 1200 мг.

Молодежь от 16 и старше - 1000 мг.

Взрослые от 25 до 50 лет - от 800 до 1200 мг.

Беременные и кормящие грудью женщины - от 1500 до 2000 мг.

Заключение

Кальций - один из самых распространенных элементов на Земле. В природе его очень много: из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он есть в морской и речной воде, входит в состав растительных и животных организмов.

Кальций постоянно окружает горожан: почти все основные стройматериалы - бетон, стекло, кирпич, цемент, известь - содержат этот элемент в значительных количествах.

Естественно, что, обладая такими химическими свойствами, кальций не может находиться в природе в свободном состоянии. Зато соединения кальция - и природные и искусственные - приобрели первостепенное значение.

Список литературы

1.Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. - Москва: Советская энциклопедия, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2.Доронин. Н. А. Кальций, Госхимиздат, 1962. 191 стр. с илл.

.Доценко В.А. - Лечебно-профилактическое питание. - Вопр. питания, 2001 - N1-с.21-25

4.Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

5.М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин - Общая и неорганическая химия, 2000. 592 стр. с илл.

Имя:*
E-Mail:
Комментарий: