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.

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).

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.

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.

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.

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.

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.

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:

• 
• 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 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. 
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:

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	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

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.

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.

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.

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).

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.

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.

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

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.

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‚»).

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.

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.

 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.

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.

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.

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