Кальций и его характеристики

Кальций был открыт в 1808 году Хэмфри Дэви, который путём электролиза гашеной извести и оксида ртути получил амальгаму кальция, в результате процесса выгонки ртути из которой и остался металл, получивший название кальций. На латыни известь звучит как calx, именно это название и было выбрано английским химиком для открытого вещества.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Общая характеристика кальция

Кальций является элементом главной подгруппы II группы IV периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 20 и атомную массу 40,08. Принятое обозначение – Ca (от латинского — Calcium).

Кальций и его характеристики

Физические и химические свойства

Кальций является химически активным мягким щелочным металлом серебристо-белого цвета. Из-за взаимодействия с кислородом и углекислым газом поверхность металла тускнеет, поэтому кальций нуждается в особом режиме хранения – в обязательном порядке плотно закрытая ёмкость, в которой металл заливают слоем жидкого парафина или керосина.

Суточная потребность в кальции

Кальций – наиболее известный из необходимых человеку микроэлементов, суточная потребность в нём составляет от 700 до 1500 мг для здорового взрослого человека, но она увеличивается во время беременности и лактации, это нужно учитывать и получать кальций в виде препаратов.

Кальций и его характеристики

Нахождение в природе

Кальций имеет очень высокую химическую активность, поэтому в свободном (чистом) виде не встречается в природе. Тем не менее, является пятым по распространённости в земной коре, в виде соединений имеется в осадочных (известняк, мел) и горных породах (гранит), много кальция содержит полевой шпат анорит.

В живых организмах распространён достаточно широко, его наличие обнаружено в растениях, организмах животных и человека, где он присутствует, в основном, в составе зубов и костной ткани.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Уравнение плоскости, формулы и примеры

Оценим за полчаса!

Продукты питания богатые кальцием

Источники кальция: молочные и кисломолочные продукты (основной источник кальция), брокколи, капуста, шпинат, листья репы, капуста цветная, спаржа.

Кальций содержат также яичные желтки, бобы, чечевица, орехи, инжир (calorizator). Еще хороший источник пищевого кальция — мягкие кости лосося и сардин, любые морепродукты.

Чемпионом по содержанию кальция является кунжут, но только – в свежем виде.

В организм кальций должен поступать в определенном соотношении с фосфором. Оптимальным соотношением этих элементов принято считать 1 : 1,5 (Са : Р). Поэтому правильно употреблять продукты питания, богатые этими минералами одновременно, например, говяжью печень и печень жирных сортов рыб, зелёный горошек, яблоки и редис.

Кальций и его характеристики

Усвояемость кальция

Препятствием для нормального усвоения кальция из пищевых продуктов является употребление в пищу углеводов в виде сладостей и щелочей, которые нейтрализуют соляную кислоту желудка, необходимую для растворения кальция. Процесс усвоения кальция достаточно сложен, поэтому иногда недостаточно получать его только с пищей, необходим дополнительный приём микроэлемента.

Взаимодействие с другими

Для улучшения всасывания кальция в кишечнике необходим витамин D, который имеет свойство облегчать процесс усвоения кальция. При приёме кальция (в виде добавок) в процессе еды происходит блокировка всасывания железа, но приём препаратов кальция отдельно от пищи никак не влияет на этот процесс.

Полезные свойства кальция и его влияние на организм

Почти весь кальций организма (от 1 до 1,5 кг) находится в костях и зубах.

Кальций участвует в процессах возбудимости нервной ткани, сократимости мышц, процессах свертываемости крови, входит в состав ядра и мембран клеток, клеточных и тканевых жидкостей, обладает антиаллергическим и противовоспалительным действием, предотвращает ацидоз, активирует ряд ферментов и гормонов. Кальций также участвует в регуляции проницаемости клеточных мембран, оказывает действие, противоположное натрию.

Кальций и его характеристики

Признаки нехватки кальция

Признаками нехватки кальция в организме являются такие, на первый взгляд, не связанные между собой симптомы:

  • нервозность, ухудшение настроения;
  • учащённое сердцебиение;
  • судороги, онемение конечностей;
  • замедление роста и детей;
  • повышенное артериальное давление;
  • расслоение и ломкость ногтей;
  • боль в суставах, понижение «болевого порога»;
  • обильные менструации.

Причины нехватки кальция

Причинами нехватки кальция могут служить несбалансированные диеты (особенно голодания), низкое содержание кальция в пище, курение и увлечение кофе и кофеинсодержащими напитками, дисбактериоз, болезни почек, щитовидной железы, беременность, периоды лактации и менопаузы.

Признаки избытка кальция

Избыток кальция, который может возникнуть при чрезмерном употреблении молочных продуктов или неконтролируемом приёме препаратов, характеризуется сильной жаждой, тошнотой, рвотой, потерей аппетита, слабостью и усиленным мочеотделением.

Кальций и его характеристики

Применение кальция в жизни

Кальций нашёл применение в металлотермическом получении урана, в виде природных соединений используется как сырьё для производства гипса и цемент, как средство дезинфекции (всем известная хлорка).

Источник: http://www.calorizator.ru/element/ca

Кальций

Кальций — элемент 4-го периода и ПА-группы Периодической системы, порядковый номер 20. Электронная формула атома [18Ar]4s2, 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 (СаС03, СаО, цианамид кальция CaCN2 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:

  • Кальций и его характеристики
  • Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод — кальцийтермия):
  • Кальций и его характеристики
  • Получение кальция в промышленности:
  • Кальций и его характеристики
  • 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 Ca2+ O2-. 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, СаС2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

  1. Уравнения важнейших реакций:
  2. Кальций и его характеристики
  3. Получение СаО  в промышленности — обжиг известняка (900-1200 °С):
  4. СаСО3 = СаО + СО2

Гидроксид кальция Са(ОН)2

Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са2+(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 Са2+ — пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаС03 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.

Уравнения важнейших реакций:

Кальций и его характеристики

Получение Са(ОН)2 в промышленности — гашение извести СаО (см. выше).

Источник: http://himege.ru/kalcij/

Кальций

Кальций Свойства атома Химические свойства Термодинамические свойства простого вещества Кристаллическая решётка простого вещества
Атомный номер 20
Внешний вид простого вещества
  • Кальций и его характеристики Умеренно твёрдый,
  • серебристо-белый металл
Атомная масса (молярная масса) 40,078 а. е. м. (г/моль)
Радиус атома 197 пм
Энергия ионизации (первый электрон) 589,4 (6,11) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация [Ar] 4s2
Ковалентный радиус 174 пм
Радиус иона (+2e) 99 пм
Электроотрицательность (по Полингу) 1,00
Электродный потенциал −2,76 В
Степени окисления 2
Плотность 1,55 г/см³
Молярная теплоёмкость 25,9[1] Дж/(K·моль)
Теплопроводность (201) Вт/(м·K)
Температура плавления 1112 K
Теплота плавления 9,20 кДж/моль
Температура кипения 1757 K
Теплота испарения 153,6 кДж/моль
Молярный объём 29,9 см³/моль
Структура решётки кубическая гранецентрированная
Параметры решётки 5,580 Å
Отношение c/a
Температура Дебая 230 K
Ca 20
40,078
[Ar]4s2
Кальций

Ка́льций —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.

История и происхождение названия

Кальций и его характеристики Схема атома кальция

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 неё 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[Al2Si2O8].

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 (четвёртое место по числу минералов).

Миграция в земной коре

  1. 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:
  2. СаСО3 + H2O + CO2 ↔ Са (НСО3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3-
  3. (равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).
  4. Огромную роль играет 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.

Читайте также:  Как сделать дробь в ворде

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:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Свойства

Физические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия ΔH0 перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

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:
  • Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2↑ + Q.
  • С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
  • 2Са + 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,
  • 3Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,
  • 3Са + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;
  • 2Ca + 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:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2↑,

Ca3N2 + 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:

  1. СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.
  2. В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
  3. 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 её 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.

Применение

Применение металлического кальция

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.

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 объёму. 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

  • Соединения кальция широко применяются в качестве антигистаминного средства.
  • Хлорид кальция Глюконат кальция Глицерофосфат кальция
  • Кроме того, соединения кальция вводят в состав препаратов для профилактики остеопороза, в витаминные комплексы для беременных и пожилых.-

Биологическая роль кальция

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.

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых необходимая дневная норма составляет от 800 до 1000 миллиграммов (мг), а для детей от 600 до 900 мг, что для детей очень важно из-за интенсивного роста скелета.

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, ненасыщеными 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. Соединияясь 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.

  1. Продукты Кальций, мг/100 г
  2. Мак 1460
  3. Кунжут 783
  4. Крапива 713
  5. Просвирник лесной 505
  6. Подорожник большой 412
  7. Галинсога 372
  8. Сардины в масле 330
  9. Будра плющевидная 289
  10. Шиповник собачий 257
  11. Миндаль 252
  12. Подорожник ланцетолист. 248
  13. Лесной орех 226
  14. Амарант семя 214
  15. Кресс-салат 214
  16. Кале 212
  17. Соя бобы сухие 201
  18. Молоко коровье 120
  19. Малое содержание кальция: рыба (30-90); творог (80); хлеб с отрубями (60); мясо, субпродукты, крупы, свекла (менее 50).
  • 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.

Источник: http://himsnab-spb.ru/article/ps/ca

Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой

[Deposit Photos]

Кальций располагается в четвертом большом периоде, второй группе, главной подгруппе, порядковый номер элемента — 20. Согласно периодической таблице Менделеева, атомный вес кальция — 40,08. Формула высшего оксида — СаО. Кальций имеет латинское название cal­ci­um, поэтому символ атома элемента — Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях кальций — это металл серебристо-белого цвета. Имея высокую химическую активность, элемент способен образовывать множество соединений разных классов. Элемент представляет ценность для технических и промышленных химических синтезов.

Металл широко распространен в земной коре: его доля составляет около 1,5 %. Кальций относится к группе щелочноземельных металлов: при растворении в воде он дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и солей.

Морская вода содержит кальций в больших концентрациях (400 мг/л).

Чистый натрий [Wikimedia]

Характеристики кальция зависят от строения его кристаллической решетки. У этого элемента она бывает двух типов: кубическая гранецентрическая и объемноцентрическая. Тип связи в молекуле кальция — металлический.

Природные источники кальция:

  • апатиты;
  • алебастр;
  • гипс;
  • кальцит;
  • флюорит;
  • доломит.

Физические свойства кальция и способы получения металла

В обычных условиях кальций находится в твердом агрегатном состоянии. Металл плавится при 842 °С. Кальций является хорошим электро- и теплопроводником. При нагревании он переходит сначала в жидкое, а затем в парообразное состояние и теряет металлические свойства. Металл является очень мягким и режется ножом. Кипит при 1484 °С.

Под давлением кальций теряет металлические свойства и способность к электропроводимости. Но затем металлические свойства восстанавливаются и проявляются свойства сверхпроводника, в несколько раз превышающего по своим показателям остальные элементы.

Кальций долго не удавалось получить без примесей: из-за высокой химической активности этот элемент не встречается в природе в чистом виде. Элемент был открыт в начале XIX века. Кальций как металл впервые синтезировал британский химик Гемфри Дэви.

Ученый обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. В наши дни электролиз солей кальция (смеси хлоридов кальция и калия, смеси фторида и хлорида кальция) остается самым актуальным способом получения металла.

Кальций также извлекают из его оксида с помощью алюминотермии — распространенного в металлургии метода.

Химические свойства кальция

Кальций — активный металл, вступающий во многие взаимодействия. При нормальных условиях он легко реагирует, образуя соответствующие бинарные соединения: с кислородом, галогенами.

Нажмите здесь, чтобы узнать больше о соединениях кальция. При нагревании кальций реагирует с азотом, водородом, углеродом, кремнием, бором, фосфором, серой и другими веществами.

На открытом воздухе мгновенно взаимодействует с кислородом и углекислым газом, поэтому покрывается серым налетом.

Бурно реагирует с кислотами, при этом иногда воспламеняется. В солях кальций проявляет интересные свойства. Например, пещерные сталактиты и сталагмиты — это карбонат кальция, постепенно образовавшийся из воды, углекислого газа и гидрокарбоната в итоге процессов внутри подземных вод.

Из-за высокой активности в обычном состоянии кальций хранится в лабораториях в темной герметичной стеклянной посуде под слоем парафина или керосина. Качественная реакция на ион кальция — окрашивание пламени в насыщенный кирпично-красный цвет.

Кальций окрашивает пламя в красный цвет [Wikimedia]

Идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым осадкам некоторых солей элемента (фторид, карбонат, сульфат, силикат, фосфат, сульфит).

Реакция воды с кальцием

Кальций хранят в банках под слоем защитной жидкости. Чтобы провести опыт, демонстрирующий, как происходит реакция воды и кальция, нельзя просто достать металл и отрезать от него нужный кусочек. Металлический кальций в лабораторных условиях проще использовать в виде стружки.

Если металлической стружки нет, а в банке есть только большие куски кальция, потребуются пассатижи или молоток. Готовый кусочек кальция нужного размера помещают в колбу или стакан с водой. Кальциевую стружку кладут в посуду в марлевом мешочке.

Кальций опускается на дно, и начинается выделение водорода (сначала в месте, где находится свежий излом металла). Постепенно с поверхности кальция выделяется газ. Процесс напоминает бурное кипение, одновременно образовывается осадок гидроксида кальция (гашёная известь).

Гашение извести [Flickr]

Кусок кальция всплывает, подхваченный пузырьками водорода. Примерно через 30 секунд кальций растворяется, а вода из-за образования взвеси гидроксида становится мутно-белой.

Если реакцию проводить не в стакане, а в пробирке, можно наблюдать выделение тепла: пробирка быстро становится горячей.

Реакция кальция с водой не заканчивается эффектным взрывом, но взаимодействие двух веществ протекает бурно и выглядит зрелищно. Опыт безопасен.

Если мешочек с оставшимся кальцием вынуть из воды и подержать на воздухе, то через некоторое время в результате продолжающейся реакции наступит сильное разогревание и оставшаяся в марле вода закипит.

Если часть помутневшего раствора отфильтровать через воронку в стакан, то при пропускании через раствор оксида углерода CO₂ получится осадок.

Для этого не нужен углекислый газ — можно продувать выдыхаемый воздух в раствор через стеклянную трубочку.

Читайте также:  Строение атома урана (u), схема и примеры

Источник: https://melscience.com/RU-ru/articles/himicheskie-i-fizicheskie-svojstva-kalciya-ego-vza/

№20 Кальций

Природные соединения кальция (мел, мрамор, известняк, гипс) и продукты их простейшей переработки (известь) были известны людям с древних времен. В 1808 г.

английский химик Хэмфри Дэви подверг электролизу влажную гашеную известь (гидроксид кальция) с ртутным катодом и получил амальгаму кальция (сплав кальция с ртутью).

�з этого сплава, отогнав ртуть Дэви получил чистый кальций.

РћРЅ же предложил название РЅРѕРІРѕРіРѕ химического элемента, РѕС‚ латинского «СЃalx» обозначавшего название известняка, мела Рё РґСЂСѓРіРёС… РјСЏРіРєРёС… камней.

Нахождение в природе и получение:

Кальций — пятый РїРѕ распространенности элемент РІ земной РєРѕСЂРµ (более 3%), образует множество РїРѕСЂРѕРґ, РІ РѕСЃРЅРѕРІРµ РјРЅРѕРіРёС… РёР· которых — карбонат кальция.

Некоторые из этих пород имеют органическое происхождение (ракушечник), показывающее важную роль кальция в живой природе.

Природный кальций — смесь 6 изотопов СЃ массовыми числами РѕС‚ 40 РґРѕ 48, причем РЅР° 40Ca приходится 97% общего количества.

Ядерными реакциями получены и другие изотопы кальция, например радиоактивный 45Ca.
Для получения простого вещества кальция используется электролиз расплавов его солей или алюмотермия:

4CaO + 2Al = Ca(AlO2)2 + 3Ca

Физические свойства:

Серебристо-серый металл с кубической гранецентрированной решеткой, значительно более твердый, чем щелочные металлы.

Температура плавления 842°C, кипения 1484°C, плотность 1,55 г/см3.

При высоких давлениях и температурах около 20K переходит в состояние сверхпроводника.

Химические свойства:

Кальций не столь активен как щелочные металлы, тем не менее его приходится хранить под слоем минерального масла или в плотно запаянных металлических барабанах.

Уже при обычной температуре он реагирует с кислородом и азотом воздуха, а также с водяными парами. При нагревании сгорает на воздухе красно-оранжевым пламенем, образуя оксид с примесью нитридов.

Подобно магнию кальций продолжает гореть в атмосфере углекислого газа.

При нагревании реагирует с другими неметаллами, образую не всегда очевидные по составу соединения, например:
Ca + 6B = CaB6 или Ca + P => Ca3P2 (а также CaP или CaP5)
Во всех своих соединениях кальций имеет степень окисления +2.

Важнейшие соединения:

РћРєСЃРёРґ кальция CaO — («РЅРµРіР°С€С‘ная известь») вещество белого цвета, щелочной РѕРєСЃРёРґ, энергично реагирует СЃ РІРѕРґРѕР№ («РіР°СЃРёС‚СЃСЏ») переходя РІ РіРёРґСЂРѕРєСЃРёРґ. Получают термическим разложением карбоната кальция.

Гидроксид кальция Ca(OH)2 — («РіР°С€С‘ная известь») белый порошок, мало растворим РІ РІРѕРґРµ (0,16Рі/100Рі), сильная щелочь. Раствор («РёР·РІРµСЃС‚ковая РІРѕРґР°») используется для обнаружения углекислого газа.

Карбонат кальция CaCO3 — РѕСЃРЅРѕРІР° большинства природных минералов кальция (мел, мрамор, известняк, ракушечник, кальцит, исландский шпат). Р’ чистом РІРёРґРµ вещество белого цвета или бесцв.

кристаллы, При нагревании (900-1000 С) разлагается, образуя оксид кальция.

Не р-рим, реагирует с кислотами, способен растворяться в воде, насыщенной углекислым газом, переходя в гидрокарбонат: CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

Обратный процесс приводит к появлению отложений карбоната кальция, в частности таких образований, как сталактиты и сталагмиты
Встречается в природе также в составе доломита CaCO3*MgCO3

Сульфат кальция CaSO4 — вещество белого цвета, РІ РїСЂРёСЂРѕРґРµ CaSO4*2H2O («РіРёРїСЃ», «СЃРµР»РµРЅРёС‚»).

Последний РїСЂРё осторожном нагревании (180 РЎ) переходит РІ CaSO4*0,5H2O («Р¶Р¶С‘ный РіРёРїСЃ», «Р°Р»РµР±Р°СЃС‚СЂ») — белый порошок, РїСЂРё замешивании СЃ РІРѕРґРѕР№ СЃРЅРѕРІР° образующий CaSO4*2H2O РІ РІРёРґРµ твердого, достаточно прочного материала. Мало растворим РІ РІРѕРґРµ, РІ избытке серной кислоты способен растворяться, образуя гидросульфат.

Фосфат кальция Ca3(PO4)2 — («С„осфорит»), нерастворим, РїРѕРґ действием сильных кислот переходит РІ более растворимые РіРёРґСЂРѕ- Рё дигидрофосфаты кальция.

�сходное сырье для получения фосфора, фосфорной кислоты, фосфорных удобрений.

Фосфаты кальция входят также в состав апатитов, природных соединений с примерной формулой Са5[PO4]3Y, где Y = F, Cl, или ОН, соответственно фтор-, хлор-, или гидроксиапатит.

Наряду с фосфоритом апатиты входят в состав костного скелета многих живых организмов, в т.ч. и человека.

Фторид кальция CaF2 — (РїСЂРёСЂРѕРґРЅ.: «С„люорит», «РїР»Р°РІРёРєРѕРІС‹Р№ шпат»), нерастворимое РІ-РІРѕ белого цвета.

Природные минералы имеют разнообразные окраски, обусловленные примесями. Светится в темноте при нагревании и при УФ-облучении.

Увеличивает текучесть («РїР»Р°РІРєРѕСЃС‚СЊ») шлаков РїСЂРё получении металлов, чем обусловлено его применение РІ качестве флюса.

Хлорид кальция CaCl2 — бесцв. РєСЂРёСЃС‚. РІ-РІРѕ хорошо СЂ-СЂРёРјРѕРµ РІ РІРѕРґРµ. Образует кристаллогидрат CaCl2*6H2O. Безводный («РїР»Р°РІР»РµРЅС‹Р№») хлорид кальция — хороший осушитель.

Нитрат кальция Ca(NO3)2 — («РєР°Р»СЊС†РёРµРІР°СЏ селитра») бесцв. РєСЂРёСЃС‚. РІ-РІРѕ хорошо СЂ-СЂРёРјРѕРµ РІ РІРѕРґРµ. Составная часть пиротехнических составов, придающее пламени красно-оранжевый цвет.

Карбид кальция CaРЎ2 — реагирует СЃ РІРѕРґРѕР№, Рє-тами образуя ацетилен, напр.: CaРЎ2 + H2O = РЎ2H2 + Ca(OH)2

Применение:

Металлический кальций используется как сильный восстановитель РїСЂРё получении некоторых трудновосстанавлиевых металлов («РєР°Р»СЊС†РёРµС‚ермия»): С…СЂРѕРј, Р Р—Р­, торий, уран Рё РґСЂ. Р’ металлургии меди, никеля, специальных сталей Рё Р±СЂРѕРЅР· кальций Рё его сплавы используется для удаления вредных примесей серы, фосфора, избыточного углерода.
Кальций используется также для связывания малых количеств кислорода и азота при получении глубокого вакуума и очистке инертных газов.

Нейтрон-избыточные ионы 48Ca используются для синтеза новых химических элементов, например элемента №114, флеровия >>.

Другой изотоп кальция, 45Ca, используется как радиоактивная метка при исследованиях биологической роли кальция и его миграции в окружающей среде.

Основной областью применения многочисленных соединений кальция является производство строительных материалов (цемент, строительные смеси, гипсокартон и т.д.).

Кальций один из макроэлементов в составе живых организмов, образуя соединения необходимые для построения как внутреннего скелета позвоночных животных, так и внешнего многих беспозвоночных, скорлупу яиц.

Р�РѕРЅС‹ кальция также участвуют РІ регуляции внутриклеточных процессов, обуславливают свертываемость РєСЂРѕРІРё. Нехватка кальция РІ детском возрасте РїСЂРёРІРѕРґРёС‚ Рє рахиту, РІ пожилом — Рє остеопорозу.

�сточником кальция служат молочные продукты, гречка, орехи, а его усвоению способствует витамин D.

При нехватке кальция используются различные препараты: кальцекс, раствор хлорида кальция, глюконат кальция и др.

Массовая доля кальция в организме человека 1,4-1,7%, суточная потребность 1-1,3 г (в зависимости от возраста).

Р�збыточное потребление кальция может привести Рє гиперкальцемии — отложению его соединений РІРѕ внутренних органах, образованию тромбов РІ кровеносных сосудах. Р�сточники:
    Кальций (элемент) // Википедия. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Кальций (дата обращения: 3.01.2014).
    Популярная библиотека химических элементов:
Кальций. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.01.2014).

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info20.htm

Химические свойства элементов:кальций

Ключевые слова: кальций, нахождение кальция в природе, физические и химические свойства кальция, соединения кальция:оксид и гидроксид кальция, сульфат кальция, фторид кальция, хлориды кальция, бромид кальция, йодид кальция, нитрат и нитрит кальция, фосфаты кальция, оксалат кальция.

Кальций находится в главной подгруппе II группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер его 20, атомный вес 40,08. Атом кальция легко отдает два  электрона внешнего слоя и превращается в положительно заряженный ион Са2+.

Наиболее характерна для кальция степень окисления 2+. Однако известны соединения CaCl, CaF, в которых степень окисления кальция равна  1+.Природный кальций состоит из смеси шести стабильных изотопов с массовыми числами 20, 42, 43, 44, 46, 48.

Наиболее распространен изотоп 40Са (96,97%). Искусственно получен радиоактивный изотоп 45Са ( период полураспада 163,5 дня) . Впервые кальций был получен Деви в 1808 г. электролизом с ртутным катодом раствора гидроксида кальция.

 В промышленных масштабах металлический кальций в основном получают электролизом хлористого кальция.

НАХОЖДЕНИЕ КАЛЬЦИЯ В ПРИРОДЕ

Кальций — один из наиболее распространенных элементов. Содержание его в земной коре составляет 3,25%. Благодаря высокой активности кальций встречается в природе исключительно в виде соединений. Наиболее распространенными из них являются известняк и мел. Известняк состоит в основном из минерала кальцита СаСО3, содержащего примеси Mg, Fe, Мп и др.

Мел содержит 99 % чистого кальцита. Реже встречается кристаллическая форма карбоната кальция — мрамор. Кальций входит в состав многих осадочных и метаморфических пород доломитов, песчаников, сланцев и др., водных алюмосиликатов (цеолитов) и рудных минералов.

Минералы кальция  находят широкое практическое применение в качестве сырья для химической и металлургической промышленности, особенно в промышленности строительных материалов. Соединения кальция используются при производстве целлюлозы, очистке сахарного сиропа, изготовлении керамики и стекла.

Металлический кальций применяют в качестве раскислителя при выплавке железа, меди и других металлов. Входит он и в состав некоторых подшипниковых сплавов.

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КАЛЬЦИЯ

Кальций — серебристо-белый металл. Хорошо прессуется, пластичен, может быть прокатан в листы, поддается обработке резанием.Кальций может существовать в двух аллотропных модификациях: α- и β-формах. Кальций — один из самых электроотрицательных элементов. Его электродный потенциал равен —2,84 В.

Кальций легко взаимодействует с кислородом воздуха и водой, поэтому его хранят под слоем масла. При нагревании на воздухе кальций легко сгорает с образованием оксида кальция. Перекиси СаО2 и СаО4 являются сильными окислителями. Кальций взаимодействует с холодной водой довольно энергично. Однако со временем реакция замедляется вследствие образования пленки гидроксида кальция.

Разбавленные кислоты растворяют кальций с выделением водорода. При повышенных температурах кальций очень энергично взаимодействует с галогенами. С серой кальций образует сульфид состава CaS. При нагревании кальций взаимодействует с водородом и азотом с образованием нитридов и гидридов. Фосфид кальция образуется при нагревании кальция с фосфором без доступа воздуха.

При нагревании кальция с графитом получается карбид СаС2. Известны также силициды  кальция  CaSi, CaSi2.

СОЕДИНЕНИЯ КАЛЬЦИЯ

Оксид  и гидроксид кальция. Оксид кальция — бесцветные кристаллы с кубической решеткой, плотность 3,4, т. пл. 2585° С. Оксид кальция образуется при прокаливании карбоната кальция, реагирует с водой с выделением большого количества тепла и образованием гидроксида кальция.

Гидроксид кальция — бесцветные кристаллы с гексагональной решеткой, плотность 2,24. При нагревании гидроксид кальция отщепляет воду, превращаясь в оксид кальция. Будучи сильным основанием, гидроксид кальция поглощает углекислый газ из воздуха.

Сульфат кальция — бесцветные кристаллы, существующие в виде нескольких модификаций. Природный минерал — ангидрит (нерастворимый ангидрит) Растворимый ангидрит, получаемый при обезвоживании гипса, известен в двух формах,  кристаллизующихся в гексагональной сингонии и отличающихся лишь величиной кристаллов.

α-Форма (крупнокристаллическая) получается при медленном обезвоживании. При быстром обезвоживании получается мелкокристаллическая β-форма. Превращение растворимого ангидрита в нерастворимый происходит выше 400° С. Нерастворимый ангидрит не гигроскопичен и нерастворим в воде. Растворимый ангидрит хорошо поглощает влагу и растворяется в воде.

Сульфат кальция образует кристаллогидраты: CaSО4∙2 Н2О и 2CaSО4∙H2О Ниже 60° С стабилен кристаллогидрат CaSО4∙2Н2О, выше 60° С — 2CaSО4∙H2О. В питьевой воде сульфат кальция содержится в растворенном состоянии, что обусловливает постоянную жесткость воды. Однако растворимость его в воде невелика — 0,202 г/100 г Н2О при 18 С.

Присутствие прочих сульфатов понижает растворимость CaSО4, наличие же других солей и кислот, не исключая и серную, значительно повышает растворимость сульфата кальция. С серной кислотой образуются растворимые продукты присоединения CaSО4∙ H2SО4 и CaSО4∙3 H2SО4, которые могут существовать в свободном состояний.

С сульфатами щелочных металлов сульфат кальция образует труднорастворимые двойные соли — Na2SО4-CaSО4 (глауберит) и K2SО4-CaSО4-H2О (сингенит), встречающиеся в природе.

Галогениды кальция.

Фторид кальция имеет показатель преломления 1,43385, твердость по Моосу равна 4. Практически не растворим в воде и разбавленных кислотах. Концентрированной серной кислотой разлагается с выделением HF. Фторид кальция встречается в природе в виде плавикового шпата. Может быть получен при действии солей фтора на растворы солей кальция.

Хлорид кальция очень гигроскопичен, энергично поглощает водяные пары, образуя сначала твердые гидраты, затем расплываясь в жидкость. Для хлорида кальция характерен ряд кристаллогидратов.При охлаждении концентрированных растворов выпадает СаС12∙6Н2О.

При 30,1° С последний плавится в кристаллизационной воде и переходит в СаС12∙4 Н2О, затем в СаС12∙2Н2О (при 45,10 С), и, наконец, в СаС12∙Н2О (при 175,5 °С). Хлорид кальция обезвоживается полностью выше 250° С.

При обезвоживании хлорид кальция частично гидролизуется с образованием оксида  кальция и хлористого водорода. Безводный хлорид кальция растворяется в воде со значительным выделением тепла, гексагидрат — с поглощением тепла.

Хлорид кальция растворим в низших спиртах и жидком аммиаке, образуя с ними сольваты, а также в ацетоне.

Бромид кальция легко растворим в воде (595 г/100 г Н2О при 0° С) и спирте. Кристаллизуется из воды в виде СаВг2∙6Н2О, плавящегося при 38,2° С. Известны также гидраты с 5; 4; 3; 2; 1,5 и 1 молекулами воды. Бромид кальция растворим в жидком аммиаке и этиловом спирте с образованием сольватов.

Иодид кальция растворяется в воде лучше, чем бромид (757 г/100 г Н2Опри 0°С). Кристаллизуется из воды в виде кристаллогидрата состава CaI2∙6H2О. Известны кристаллогидраты с 7,4 и 3 молекулами воды. Иодид кальция очень гигроскопичен.

Нитрат кальция при комнатной температуре выделяется из водных растворов Ca(NО3)2∙4H2О в виде бесцветных кристаллов с температурой плавления 42,7° С. Выше 51,6° С кристаллизуется безводная соль.

Плавится безводная соль при 561°С; при 500° С начинается ее разложение с выделением кислорода и образованием нитрита кальция. Последний распадается на оксид кальция и диоксид азота.

Кристаллогидраты и безводная соль нитрата кальция  гигроскопичны, поэтому нитрат кальция хранят без доступа влаги.

Фосфаты кальция. Из кальциевых солей фосфорных кислот наибольшее практическое значение имеют соли ортофосфорной кислоты — трикальцийфосфат, дикальцийфосфат и монокальцийфосфат.

Трикальцийфосфат Са3(РО4)2 — бесцветные гексагональные кристаллы, т. пл. 1670° G, плотность 3,14. Почти не растворим в воде (0,0025%) при 20° С. Взаимодействует с кислотами, даже слабыми, с образованием кислых солей,  обычно хорошо  растворимых.

Дикальцийфосфат СаНРО4 — бесцветные триклинные кристаллы, плотность 2,89. Кристаллизуется из водных растворов при температуре выше 36° С. Ниже 36°С кристаллизуется дигидрат СаНРО4∙2Н2О, в виде моноклинных кристаллов с плотностью 2,31.

Монокальцийфосфат Са(Н2РО4)2 — бесцветные гигроскопические кристаллы. Может быть получен взаимодействием фосфорной кислоты с известью или действием фосфорной кислоты на апатит или фосфориты.

В зависимости от условий осаждения может быть получена как безводная соль, так и моногидрат Са(Н2РО4)2∙Н2О — кристаллы триклинной сингонии; плотность 2,22.

Прокаливанием моногидрата при 900° С получается пирофосфат кальция Са2Р2О7.

Карбонат кальция встречается в двух кристаллических формах: кальцит и арагонит. Кальцит образует бесцветные кристаллы с гексагональной решеткой,  плотность 2,711. Арагонит — бесцветные кристаллы ромбической сингонии, плотность 2,93. Кальцит широко распространен в природе, арагонит встречается реже.

При нагревании карбонат кальция разлагается без плавления на оксид кальция и углекислый газ Растворимость его в воде незначительна: кальцита 14 мг/л, арагонита 15 мг/л (18° С).

В присутствии углекислого газа растворимость карбоната кальция резко увеличивается вследствие образования растворимого в воде бикарбоната кальция. Карбонат кальция легко растворяется в кислотах с выделением углекислого газа.

В органических растворителях карбонат кальция  нерастворим.

Оксалат кальция-соль щавелевой кислоты, используется для гравиметрического определения и отделения кальция.

Источник: https://www.chemanalytica.ru/khimicheskiye-svoystva-elementov-kaltsiy

Ссылка на основную публикацию