KALCIJ (lat. Calcium), Ca, kemijski element II grupa kratki oblik (2. grupa dugi oblik) periodni sustav elemenata; odnosi se na zemnoalkalijske metale; atomski broj 20; atomska masa 40,078. U prirodi postoji 6 stabilnih izotopa: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%); umjetno su dobiveni radioizotopi s masenim brojevima 34-54.
Povijesna referenca. Mnogi prirodni spojevi kalcija bili su poznati u antičko doba i naširoko su se koristili u građevinarstvu (na primjer, gips, vapno, mramor). Metalni kalcij prvi je izolirao G. Davy 1808. godine tijekom elektrolize mješavine CaO i HgO oksida i naknadne razgradnje dobivenog kalcijevog amalgama. Ime dolazi od latinske riječi calx ( Genitiv calcis) - vapno, mekani kamen.
Rasprostranjenost u prirodi. Sadržaj kalcija u Zemljina kora iznosi 3,38% težinski. Zbog visoke kemijske aktivnosti ne nalazi se u slobodnom stanju. Najzastupljeniji minerali su anortit Ca, anhidrit CaSO 4, apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), gips CaSO 4 2H 2 O, kalcit i aragonit CaCO 3, perovskit CaTiO 3, fluorit CaF 2, šeelit CaWO 4 . Minerali kalcija nalaze se u sedimentnim (kao što je vapnenac), magmatskim i metamorfnim stijenama. Spojevi kalcija nalaze se u živim organizmima: glavni su sastojci koštanog tkiva kralježnjaka (hidroksiapatit, fluorapatit), kostura koralja, ljuštura mekušaca (kalcijev karbonat i fosfati) itd. Prisutnost iona Ca 2+ određuje tvrdoću vode.
Svojstva. Vanjska konfiguracija elektronska ljuska atom kalcija 4s 2; u spojevima pokazuje oksidacijsko stanje +2, rijetko +1; Paulingova elektronegativnost 1,00, atomski radijus 180 pm, Ca 2+ ionski radijus 114 pm ( koordinacijski broj 6). kalcij je srebrnobijeli meki metal; do 443 ° C modifikacija s kubičnom kristalnom rešetkom usmjerenom na lice je stabilna, iznad 443 ° C - s kubičnom rešetkom usmjerenom na tijelo; talište 842°C, vrelište 1484°C, gustoća 1550 kg/m 3 ; toplinska vodljivost 125,6 W/(m K).
Kalcij je metal visoke kemijske aktivnosti (čuva se u hermetički zatvorenim posudama ili pod slojem mineralnog ulja). U normalnim uvjetima lako stupa u interakciju s kisikom (formira se kalcijev oksid CaO), kada se zagrijava - s vodikom (CaH 2 hidrid), halogenima (kalcijevi halidi), borom (CaB 6 borid), ugljikom (kalcijev karbid CaC 2), silicijem (Ca silicidi 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), dušik (nitrid Ca 3 N 2), fosfor (fosfidi Ca 3 P 2, CaP, CaP 5), halkogeni (halkogenidi sastava CaX, gdje je X je S, Se, Oni). Kalcij u interakciji s drugim metalima (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn itd.) stvara intermetalne spojeve. Metalni kalcij reagira s vodom pri čemu nastaje kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 i H 2 . Snažno reagira s većinom kiselina, tvoreći odgovarajuće soli (na primjer, kalcijev nitrat, kalcijev sulfat, kalcijev fosfat). Otapa se u tekućem amonijaku i stvara tamnoplavu otopinu metalne vodljivosti. Kada amonijak ispari iz takve otopine, oslobađa se amonijak. Kalcij postupno reagira s amonijakom i nastaje amid Ca(NH 2) 2. Tvori razne kompleksne spojeve, najvažniji su kompleksi s polidentatnim ligandima koji sadrže kisik, na primjer Ca kompleksonati.
Biološka uloga. Kalcij je biogeni element. Dnevna ljudska potreba za kalcijem je oko 1 g. U živim organizmima ioni kalcija sudjeluju u procesima kontrakcije mišića i prijenosu živčanih impulsa.
Priznanica. Metalni kalcij se proizvodi elektrolitičkim i metalotermičkim metodama. Elektrolitička metoda temelji se na elektrolizi rastaljenog kalcijevog klorida dodirnom katodom ili tekućom bakar-kalcijevom katodom. Kalcij se iz dobivene legure bakra i kalcija destilira pri temperaturi od 1000-1080 °C i tlaku od 13-20 kPa. Metalotermna metoda temelji se na redukciji kalcija iz njegovog oksida aluminijem ili silicijem na 1100-1200 °C. Ovo proizvodi kalcijev aluminat ili silikat, kao i kalcijev plin, koji se potom kondenzira. Svjetska proizvodnja kalcijevih spojeva i materijala koji sadrže kalcij iznosi oko 1 milijardu tona godišnje (1998.).
Primjena. Kalcij se koristi kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji mnogih metala (Rb, Cs, Zr, Hf, V itd.). Kalcijevi silicidi, kao i legure kalcija s natrijem, cinkom i drugim metalima, koriste se kao deoksidansi i desumporizatori nekih legura i ulja, za pročišćavanje argona od kisika i dušika, te u električnim vakuumskim uređajima kao apsorber plina. CaCl 2 klorid se koristi kao desikant u kemijskoj sintezi, gips se koristi u medicini. Kalcijevi silikati su glavne komponente cementa.
Lit.: Rodyakin V.V. Kalcij, njegovi spojevi i legure. M., 1967.; Spitsyn V. I., Martynenko L. I. Anorganska kemija. M., 1994. 2. dio; Anorganska kemija / Uredio Yu. D. Tretyakov. M., 2004. T. 2.
L. N. Komissarova, M. A. Ryumin.
Povijest kalcija
Kalcij je 1808. godine otkrio Humphry Davy, koji je elektrolizom gašenog vapna i živinog oksida dobio kalcijev amalgam, kao rezultat procesa destilacije žive od koje je ostao metal, tzv. kalcij. Na latinskom vapno zvuči vapno, to je ime odabrao engleski kemičar za otkrivenu tvar.
Kalcij je element glavne podskupine II IV skupine periodnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, ima atomski broj 20 i atomsku masu 40,08. Prihvaćena notacija- Ca (od latinskog - kalcij).
Fizička i kemijska svojstva
Kalcij je kemijski aktivna meka tvar alkalni metal srebro- bijela. Zbog interakcije s kisikom i ugljičnim dioksidom, površina metala postaje dosadna, pa kalcij zahtijeva poseban režim skladištenja - čvrsto zatvorenu posudu, u kojoj je metal napunjen slojem tekućeg parafina ili kerozina.
Kalcij je najpoznatiji mikroelement neophodan čovjeku, dnevne potrebe za njim se kreću od 700 do 1500 mg za zdravu odraslu osobu, ali se povećavaju tijekom trudnoće i dojenja, o čemu se mora voditi računa i unositi kalcij u oblik pripravaka.
Biti u prirodi
Kalcij ima vrlo visoku kemijsku aktivnost, stoga se u prirodi ne nalazi u slobodnom (čistom) obliku. Ipak, peti je po učestalosti u zemljinoj kori, nalazi se u obliku spojeva u sedimentima (vapnenac, kreda) i stijenama (granit); anorit feldspata sadrži mnogo kalcija.
Prilično je rasprostranjen u živim organizmima, njegova prisutnost je utvrđena u biljkama, životinjama i ljudima, gdje je prisutan uglavnom u zubima i koštanom tkivu.
Apsorpcija kalcija
Prepreka normalnoj apsorpciji kalcija iz hrane je konzumacija ugljikohidrata u obliku slatkiša i lužina koji neutraliziraju klorovodična kiselinaželudac, neophodan za otapanje kalcija. Proces apsorpcije kalcija prilično je složen, pa ponekad nije dovoljno unositi ga samo hranom, već je potreban dodatni unos mikroelementa.
Interakcija s drugima
Da bi se poboljšala apsorpcija kalcija u crijevima, potrebno je, što nastoji olakšati proces apsorpcije kalcija. Kod uzimanja kalcija (u obliku dodataka) tijekom jela, apsorpcija je blokirana, ali uzimanje dodataka kalcija odvojeno od hrane ni na koji način ne utječe na taj proces.
Gotovo sav tjelesni kalcij (1 do 1,5 kg) nalazi se u kostima i zubima. Kalcij sudjeluje u procesima ekscitabilnosti živčanog tkiva, kontraktilnosti mišića, procesima zgrušavanja krvi, ulazi u sastav jezgre i membrana stanica, staničnih i tkivnih tekućina, djeluje antialergijski i protuupalno, sprječava acidozu, aktivira broj enzima i hormona. Kalcij je također uključen u regulaciju propusnosti stanične membrane i ima suprotan učinak.
Znakovi nedostatka kalcija
Znakovi nedostatka kalcija u tijelu su sljedeći, na prvi pogled nepovezani simptomi:
- nervoza, pogoršanje raspoloženja;
- kardiopalmus;
- konvulzije, utrnulost ekstremiteta;
- usporavanje rasta i djece;
- visoki krvni tlak;
- cijepanje i lomljivost noktiju;
- bolovi u zglobovima, snižavanje "praga boli";
- obilne menstruacije.
Uzroci nedostatka kalcija
Uzroci nedostatka kalcija su neuravnotežena prehrana (osobito natašte), nizak sadržaj kalcija u hrani, pušenje i ovisnost o kavi i pićima koja sadrže kofein, disbakterioza, bolesti bubrega, bolesti štitnjače, trudnoća, dojenje i menopauza.
Višak kalcija, koji može nastati prekomjernom konzumacijom mliječnih proizvoda ili nekontroliranom uporabom lijekova, karakteriziraju jaka žeđ, mučnina, povraćanje, gubitak apetita, slabost i pojačano mokrenje.
Korištenje kalcija u životu
Kalcij je našao primjenu u metalotermnoj proizvodnji urana, u obliku prirodnih spojeva koristi se kao sirovina za proizvodnju gipsa i cementa, kao sredstvo za dezinfekciju (poznati izbjeljivač).
DEFINICIJA
Kalcij- dvadeseti element periodnog sustava. Oznaka - Ca iz latinskog "kalcij". Smješten u četvrto razdoblje, skupina IIA. Odnosi se na metale. Naboj jezgre je 20.
Kalcij je jedan od najčešćih elemenata u prirodi. Zemljina kora sadrži približno 3% (tež.). Javlja se u brojnim naslagama vapnenca i krede, kao i mramora, koji su prirodni varijeteti kalcijevog karbonata CaCO 3 . Gips CaSO 4 × 2H 2 O, fosforit Ca 3 (PO 4) 2 i, konačno, različiti silikati koji sadrže kalcij također se nalaze u velikim količinama.
Kao jednostavna tvar kalcij je kovak, prilično tvrd, bijeli metal (slika 1). Na zraku se brzo prekriva slojem oksida, a zagrijavanjem gori svijetlim crvenkastim plamenom. S hladna voda kalcij reagira relativno sporo, ali brzo istiskuje vodik iz vruće vode, stvarajući hidroksid.
Riža. 1. Kalcij. Izgled.
Atomska i molekularna masa kalcija
Relativna molekulska masa tvari (M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa dane molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, a relativna atomska masa elementa (A r) je koliko je puta prosječna masa atoma kemijskog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljika.
Budući da u slobodnom stanju kalcij postoji u obliku monoatomskih molekula Ca, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase podudaraju se. One su jednake 40,078.
Izotopi kalcija
Poznato je da se kalcij u prirodi nalazi u obliku četiri stabilna izotopa 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, s jasnom prevlašću izotopa 40 Ca (99,97%). Njihovi maseni brojevi su 40, 42, 43, 44, 46 i 48. Jezgra atoma izotopa kalcija 40 Ca sadrži dvadeset protona i dvadeset neutrona, a ostali izotopi od nje se razlikuju samo po broju neutrona.
Postoje umjetni izotopi kalcija s masenim brojevima od 34 do 57, među kojima je najstabilniji 41 Ca s vremenom poluraspada od 102 tisuće godina.
Ioni kalcija
Vani razina energije Atom kalcija ima dva elektrona, koji su valentni:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Kao rezultat kemijska interakcija kalcij predaje svoje valentne elektrone, tj. je njihov donor i pretvara se u pozitivno nabijen ion:
Ca 0 -2e → Ca 2+ .
Molekula i atom kalcija
U slobodnom stanju kalcij postoji u obliku monoatomskih molekula Ca. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu kalcija:
Kalcijeve legure
Kalcij služi kao legirajuća komponenta u nekim legurama olova.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Napišite jednadžbe reakcija koje se mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2. |
| Odgovor | Otapanjem kalcija u vodi možete dobiti mutnu otopinu spoja poznatog kao "vapneno mlijeko" - kalcijev hidroksid: Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2. Propuštanjem ugljičnog dioksida kroz otopinu kalcijeva hidroksida dobivamo kalcijev karbonat: 2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Dodavanjem vode kalcijevom karbonatu i nastavkom propuštanja ugljičnog dioksida kroz tu smjesu dobivamo kalcijev bikarbonat: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2. |
Kalcij(Kalcij), Ca, kemijski element II skupine periodnog sustava Mendeljejeva, atomski broj 20, atomska masa 40,08; srebrnobijeli laki metal. Prirodni element je mješavina šest stabilnih izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, od kojih je 40 Ca najzastupljeniji (96, 97%).
Spojevi Ca - vapnenac, mramor, gips (kao i vapno - produkt kalcinacije vapnenca) već su se u antičko doba koristili u građevinarstvu. Sve do kraja 18. stoljeća kemičari su vapno smatrali jednostavnom krutom tvari. Godine 1789. A. Lavoisier je predložio da su vapno, magnezij, barit, glinica i silicij složene tvari. Godine 1808. G. Davy je, podvrgnuvši elektrolizi sa živinom katodom mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom, pripremio Ca amalgam, te je destilacijom žive iz njega dobio metal nazvan "kalcij" (od latinskog calx, rod calcis – vapno) .
Raspodjela kalcija u prirodi. Po zastupljenosti u zemljinoj kori Ca zauzima 5. mjesto (iza O, Si, Al i Fe); sadržaj 2,96% mase. Snažno migrira i nakuplja se u raznim geokemijskim sustavima, tvoreći 385 minerala (4. mjesto po broju minerala). Malo je Ca u Zemljinom plaštu, a vjerojatno još manje u Zemljinoj jezgri (0,02% u željeznim meteoritima). Ca prevladava u donjem dijelu zemljine kore, nakupljajući se u glavnim stijenama; najveći dio Ca sadržan je u glinencu - Ca anortitu; sadržaj u bazičnim stijenama je 6,72%, u kiselim stijenama (graniti i dr.) 1,58%. U biosferi se javlja iznimno oštra diferencijacija Ca, povezana uglavnom s "karbonatnom ravnotežom": kada ugljikov dioksid stupa u interakciju s karbonatom CaCO 3, nastaje topljivi bikarbonat Ca (HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-. Ova reakcija je reverzibilna i temelj je za redistribuciju Ca. Kada je sadržaj CO 2 u vodama visok, Ca je u otopini, a kada je sadržaj CO 2 nizak taloži se mineral kalcit CaCO 3 koji stvara debele naslage vapnenca, krede i mramora.
Biogene migracije također igraju veliku ulogu u povijesti Ca. U živoj tvari metalnih elemenata Ca je glavni. Poznati su organizmi koji sadrže više od 10% Ca (više ugljika), a svoj kostur grade od Ca spojeva, uglavnom od CaCO 3 (vapnenačke alge, mnogi mekušci, bodljikaši, koralji, rizomi i dr.). Uz ukop kostura u moru. životinje i biljke povezane su s nakupljanjem kolosalnih masa algi, koralja i drugih vapnenaca, koji se, ponirući u dubinu zemlje i mineralizirajući, pretvaraju u razne vrste mramora.
Ogromna područja s vlažnom klimom (šumske zone, tundra) karakteriziraju nedostatak Ca - ovdje se lako ispire iz tla. To je povezano s niskom plodnošću tla, niskom produktivnošću domaćih životinja, njihovom malom veličinom, a često i bolestima kostura. Zato veliki značaj ima kalcizaciju tala, hranjenje domaćih životinja i ptica itd. Naprotiv, u suhim klimama CaCO 3 se teško otapa, stoga su pejzaži stepa i pustinja bogati Ca. U slanim močvarama i slanim jezerima često se nakuplja gips CaSO 4 · 2H 2 O.
Rijeke donose dosta Ca u ocean, ali on se ne zadržava u oceanskoj vodi (prosječni sadržaj 0,04%), već se koncentrira u kosturima organizama i nakon njihove smrti taloži se na dno uglavnom u obliku CaCO 3. Vapnenački mulj je rasprostranjen na dnu svih oceana na dubinama ne većim od 4000 m (na većim dubinama dolazi do otapanja CaCO 3 i tamo organizmi često pate od nedostatka Ca).
Podzemne vode igraju važnu ulogu u migraciji Ca. U vapnenačkim masivima mjestimice snažno ispiru CaCO 3, što je povezano s razvojem krša, nastankom špilja, stalaktita i stalagmita. Osim kalcita, u morima prošlih geoloških era bilo je rašireno taloženje Ca fosfata (na primjer, nalazišta fosforita Karatau u Kazahstanu), dolomita CaCO 3 ·MgCO 3, au lagunama tijekom isparavanja - gipsa.
Tijekom geološke povijesti povećavalo se biogeno stvaranje karbonata, a smanjivalo kemijsko taloženje kalcita. U prekambrijskim morima (prije više od 600 milijuna godina) nije bilo životinja s vapnenačkim kosturom; rašireni su od kambrija (koralji, spužve i dr.). To je povezano s visokim sadržajem CO 2 u prekambrijskoj atmosferi.
Fizička svojstva kalcija. Kristalna rešetka α-forme Ca (stabilna na uobičajenim temperaturama) je kubična s centrom na površini, a = 5,56 Å. Atomski radijus 1,97Å, Ca 2+ ionski radijus, 1,04Å. Gustoća 1,54 g/cm 3 (20 °C). Iznad 464 °C, heksagonalni β-oblik je stabilan. t taljenje 851 °C, t vrenje 1482 °C; temperaturni koeficijent linearna ekspanzija 22·10 -6 (0-300 °C); toplinska vodljivost pri 20 °C 125,6 W/(m K) ili 0,3 cal/(cm sec °C); specifični toplinski kapacitet (0-100 °C) 623,9 J/(kg K) ili 0,149 cal/(g °C); električni otpor pri 20 °C 4,6·10 -8 ohm·m ili 4,6·10 -6 ohm·cm; temperaturni koeficijent električnog otpora je 4,57·10 -3 (20 °C). Modul elastičnosti 26 Gn/m2 (2600 kgf/mm2); vlačna čvrstoća 60 MN/m 2 (6 kgf/mm 2); granica elastičnosti 4 MN / m 2 (0,4 kgf / mm 2), granica tečenja 38 MN / m 2 (3,8 kgf / mm 2); relativno istezanje 50%; Tvrdoća po Brinellu 200-300 Mn/m2 (20-30 kgf/mm2). Kalcij dovoljno visoke čistoće je plastičan, lako se preša, valja i podložan rezanju.
Kemijska svojstva kalcija. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma Ca 4s 2, prema kojoj je Ca u spojevima 2-valentan. Kemijski je Ca vrlo aktivan. Pri normalnim temperaturama Ca lako ulazi u interakciju s kisikom i vlagom u zraku, pa se skladišti u hermetički zatvorenim posudama ili pod mineralnim uljem. Zagrijavanjem na zraku ili kisiku zapali se dajući bazični oksid CaO. Poznati su i peroksidi Ca - CaO 2 i CaO 4 . Ca najprije brzo reagira s hladnom vodom, zatim se reakcija usporava zbog stvaranja Ca(OH) 2 filma. Ca snažno djeluje s Vruća voda i kiseline, pri čemu se oslobađa H2 (osim koncentrirane HNO3). Reagira s fluorom na hladnom, a s klorom i bromom - iznad 400 °C, dajući CaF 2, CaCl 2 i CaBr 2, redom. U rastaljenom stanju ti halogenidi tvore takozvane podspojeve s Ca - CaF, CaCl, u kojima je Ca formalno jednovalentan. Kada se Ca zagrijava sa sumporom, dobiva se kalcijev sulfid CaS, potonji dodaje sumpor, tvoreći polisulfide (CaS 2, CaS 4 i drugi). U interakciji sa suhim vodikom na 300-400 °C, Ca stvara hidrid CaH 2 - ionski spoj u kojem je vodik anion. Pri 500 °C Ca i dušik daju Ca 3 N 2 nitrid; interakcija Ca s amonijakom na hladnom dovodi do kompleksnog amonijaka Ca 6. Zagrijavanjem bez pristupa zraka s grafitom, silicijem ili fosforom, Ca daje kalcijev karbid CaC 2, silicide Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 i fosfid Ca 3 P 2. Ca gradi intermetalne spojeve s Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn i drugima.
Dobivanje kalcija. U industriji Ca se dobiva na dva načina: 1) zagrijavanjem briketirane smjese CaO i Al praha na 1200 °C u vakuumu od 0,01-0,02 mm Hg. Umjetnost.; oslobađa se reakcijom: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca Pare Ca kondenziraju se na hladnoj površini; 2) elektrolizom taline CaCl 2 i KCl s tekućom bakar-kalcijevom katodom priprema se legura Cu - Ca (65% Ca) iz koje se Ca destilira na temperaturi od 950-1000 °C u vakuumu. od 0,1-0,001 mm Hg. Umjetnost.
Primjena kalcija. U obliku čistog metala, Ca se koristi kao redukcijsko sredstvo za U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb i neke metale rijetke zemlje iz njihovih spojeva. Također se koristi za deoksidaciju čelika, bronce i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih proizvoda, za dehidraciju organskih tekućina, za pročišćavanje argona od dušikovih nečistoća i kao apsorber plina u električnim vakuumskim uređajima. Antifrikcijski materijali sustava Pb-Na-Ca, kao i legure Pb-Ca koji se koriste za izradu električnih ljuski, našli su široku primjenu u tehnologiji. kabeli Legura Ca-Si-Ca (silikokalcij) koristi se kao dezoksidant i otplinjavač u proizvodnji visokokvalitetnih čelika.
Kalcij u tijelu. Ca je jedan od biogenih elemenata neophodnih za normalno odvijanje životnih procesa. Prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka. Samo se rijetki organizmi mogu razviti u okolišu bez Ca. U nekim organizmima sadržaj Ca doseže 38%; kod ljudi - 1,4-2%. Stanice biljnih i životinjskih organizama zahtijevaju strogo definirane omjere iona Ca 2+, Na + i K + u izvanstaničnim sredinama. Biljke dobivaju Ca iz tla. Po odnosu prema Ca biljke se dijele na kalcefile i kalcefobe. Životinje dobivaju Ca iz hrane i vode. Ca je neophodan za formiranje niza staničnih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih staničnih membrana, za oplodnju jajašca riba i drugih životinja te aktivaciju niza enzima. Ioni Ca 2+ prenose uzbuđenje na mišićno vlakno, uzrokujući njegovu kontrakciju, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, pojačavaju fagocitnu funkciju leukocita i aktiviraju sustav zaštitnih proteina krvi, sudjeluju u njenoj koagulaciji. U stanicama se gotovo sav Ca nalazi u obliku spojeva s proteinima, nukleinske kiseline, fosfolipidi, u kompleksima s anorganskim fosfatima i organskim kiselinama. U krvnoj plazmi čovjeka i viših životinja samo 20-40% Ca može se vezati na proteine. Kod životinja s kosturom, do 97-99% Ca se koristi kao građevinski materijal: kod beskralježnjaka uglavnom u obliku CaCO 3 (školjke mekušaca, koralja), kod kralježnjaka - u obliku fosfata. Mnogi beskralježnjaci pohranjuju Ca prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljnim uvjetima.
Sadržaj Ca u krvi čovjeka i viših životinja reguliran je hormonima paratiroidne i štitnjače. U tim procesima ključnu ulogu ima vitamin D. Apsorpcija Ca odvija se u prednjem dijelu tankog crijeva. Apsorpcija Ca pogoršava se smanjenjem crijevne kiselosti i ovisi o omjeru Ca, P i masti u hrani. Optimalan odnos Ca/P u kravljem mlijeku je oko 1,3 (u krumpiru 0,15, u grahu 0,13, u mesu 0,016). Ako u hrani postoji višak P ili oksalne kiseline, apsorpcija Ca se pogoršava. Žučne kiseline ubrzavaju njegovu apsorpciju. Optimalan odnos Ca/mast u ljudskoj hrani je 0,04-0,08 g Ca na 1 g masti. Izlučivanje kalcija odvija se uglavnom kroz crijeva. Sisavci gube puno Ca u mlijeku tijekom laktacije. Uz poremećaj metabolizma fosfora i kalcija u mladih životinja i djece dolazi do razvoja rahitisa, a kod odraslih životinja do promjena u sastavu i građi kostura (osteomalacija).
Kalcij se nalazi u četvrtoj velikoj periodi, druga skupina, glavna podskupina, redni broj elementa je 20. Prema periodnom sustavu Mendeljejeva, atomska težina kalcija je 40,08. Formula najvišeg oksida je CaO. Kalcij ima latinski naziv kalcij, pa je simbol atoma elementa Ca.
Obilježja kalcija kao jednostavne tvari
U normalnim uvjetima kalcij je srebrnobijeli metal. Imajući visoku kemijsku aktivnost, element je sposoban formirati mnoge spojeve različitih klasa. Element je vrijedan za tehničke i industrijske kemijske sinteze. Metal je široko rasprostranjen u zemljinoj kori: njegov udio je oko 1,5%. Kalcij spada u skupinu zemnoalkalijskih metala: otopljen u vodi stvara lužine, ali u prirodi se javlja u obliku više minerala i. Morska voda sadrži kalcij u visokim koncentracijama (400 mg/l).
Čisti natrijSvojstva kalcija ovise o strukturi njegove kristalne rešetke. Ovaj element ima dvije vrste: kubični usmjeren na lice i usmjeren na volumen. Vrsta veze u molekuli je metalna.
Prirodni izvori kalcija:
- apatiti;
- alabaster;
- gips;
- kalcit;
- fluorit;
- dolomit.
Fizikalna svojstva kalcija i metode dobivanja metala
U normalnim uvjetima kalcij je u čvrstom agregatnom stanju. Metal se tali na 842 °C. Kalcij je dobar električni i toplinski vodič. Zagrijavanjem prvo prelazi u tekuće, a potom u parovito stanje i gubi svoja metalna svojstva. Metal je vrlo mekan i može se rezati nožem. Vri na 1484 °C.
Pod pritiskom kalcij gubi svoja metalna svojstva i električnu vodljivost. Ali tada se obnavljaju metalna svojstva i pojavljuju se svojstva supravodiča, nekoliko puta veća u svojim performansama od ostalih.
Dugo vremena nije bilo moguće dobiti kalcij bez nečistoća: zbog svoje visoke kemijske aktivnosti, ovaj element se u prirodi ne pojavljuje u čistom obliku. Stavka je otvorena u početkom XIX stoljeća. Kalcij kao metal prvi je sintetizirao britanski kemičar Humphry Davy. Znanstvenik je otkrio osobitosti interakcije talina čvrstih minerala i soli s elektro šok. Danas je elektroliza kalcijevih soli (mješavina kalcijevih i kalijevih klorida, mješavina fluorida i kalcijevog klorida) i dalje najrelevantnija metoda za proizvodnju metala. Kalcij se također ekstrahira iz svog oksida pomoću aluminotermije, uobičajene metode u metalurgiji.
Kemijska svojstva kalcija
Kalcij je aktivan metal koji ulazi u brojne interakcije. U normalnim uvjetima, lako reagira, tvoreći odgovarajuće binarne spojeve: s kisikom, halogenima. Kliknite da biste saznali više o spojevima kalcija. Kada se zagrijava, kalcij reagira s dušikom, vodikom, ugljikom, silicijem, borom, fosforom, sumporom i drugim tvarima. Na otvorenom, odmah stupa u interakciju s kisikom i ugljičnim dioksidom i stoga se prekriva sivim premazom.
Burno reagira s kiselinama i ponekad se zapali. U solima, kalcij pokazuje zanimljiva svojstva. Na primjer, špiljski stalaktiti i stalagmiti su kalcijev karbonat, postupno formiran iz vode, ugljičnog dioksida i bikarbonata kao rezultat procesa unutar podzemnih voda.
Zbog svoje visoke aktivnosti u normalnom stanju, kalcij se u laboratorijima čuva u tamnim, zatvorenim staklenim posudama pod slojem parafina ili kerozina. Kvalitativna reakcija na kalcijev ion je bojanje plamena u bogatu ciglastocrvenu boju.
Kalcij postaje plamen crven
Metal u sastavu spojeva može se prepoznati po netopljivim talozima nekih soli elementa (fluorida, karbonata, sulfata, silikata, fosfata, sulfita).
Reakcija vode s kalcijem
Kalcij se čuva u staklenkama pod slojem zaštitne tekućine. Da biste demonstrirali kako dolazi do reakcije vode i kalcija, ne možete jednostavno izvaditi metal i odrezati željeni komad od njega. Lakše je koristiti metalni kalcij u laboratoriju u obliku strugotine.
Ako nema metalnih strugotina iu staklenci su samo veliki komadi kalcija, trebat će vam kliješta ili čekić. Gotov komad kalcija potrebne veličine stavi se u tikvicu ili čašu vode. Strugotine kalcija stavljaju se u posudu u vrećicu od gaze.
Kalcij tone na dno, a počinje oslobađanje vodika (najprije na mjestu gdje se nalazi svježi lom metala). Postupno se oslobađa plin s površine kalcija. Proces nalikuje snažnom vrenju, a pritom se stvara talog kalcijevog hidroksida (gašeno vapno).
Gašenje vapna
Komad kalcija lebdi, uhvaćen u mjehurićima vodika. Nakon otprilike 30 sekundi kalcij se otapa i voda postaje zamućeno bijela zbog stvaranja suspenzije hidroksida. Ako se reakcija ne provodi u čaši, već u epruveti, možete promatrati oslobađanje topline: epruveta se brzo zagrije. Reakcija kalcija s vodom ne završava spektakularnom eksplozijom, ali interakcija dviju tvari odvija se snažno i izgleda spektakularno. Iskustvo je sigurno.
Ako se vrećica s preostalim kalcijem izvadi iz vode i drži na zraku, tada će nakon nekog vremena uslijed reakcije koja je u tijeku doći do jakog zagrijavanja i kalcija koji je ostao u gazi će prokuhati. Ako se dio zamućene otopine filtrira kroz lijevak u čašu, kada ugljični monoksid CO₂ prođe kroz otopinu, nastat će talog. Ovo ne zahtijeva ugljični dioksid - izdahnuti zrak možete upuhati u otopinu kroz staklenu cijev.
