Металеві та неметалічні властивості кальцію. Хімічні та фізичні властивості кальцію, його взаємодія з водою. Кальцій та його роль для людства - Хімія

КАЛЬЦІЙ (латинський Calcium), Са, хімічний елементІІ групи короткої форми (2-ї групи довгої форми) періодичної системи; відноситься до лужноземельних металів; атомний номер 20; атомна маса 40,078. У природі існує 6 стабільних ізотопів: 40 Са (96,941%), 42 Са (0,647%), 43 Са (0,135%), 44 Са (2,086%), 46 Са (0,004%), 48 Са (0,187%); штучно отримані радіоізотопи з масовими числами 34-54.

Історична довідка.Багато природних сполук кальцію були відомі в давнину і широко застосовувалися в будівництві (наприклад, гіпс, вапно, мармур). Металевий кальцій вперше виділений Г. Деві в 1808 при електролізі суміші оксидів СаО і HgO і подальшому розкладанні амальгами кальцію, що утворилася. Назва походить від латинського calx ( родовий відмінок calcis) – вапно, м'який камінь.

Поширеність у природі. Вміст кальцію в земної користановить 3,38% за масою. Через високу хімічну активність у вільному стані не зустрічається. Найбільш поширені мінерали анортит Ca, ангідрит CaSO 4 , апатит Ca 5 (РО 4) 3 (F,Cl,ОН), гіпс CaSO 4 ·2Н 2 Про, кальцит і арагоніт СаСО 3 перовскіт CaTiO 3 флюорит CaF 2 шееліт CaWO 4 . Мінерали кальцію входять до складу осадових (наприклад, вапняк), магматичних та метаморфічних гірських порід. Сполуки кальцію містяться в живих організмах: є основними компонентами кісткових тканин хребетних (гідроксиапатит, фторапатит), скелетів коралів, раковин молюсків (карбонат та фосфати кальцію) та ін. Присутність іонів Са 2+ визначає жорсткість води.

Властивості. Конфігурація зовнішньої електронної оболонкиатома кальцію 4s 2; у сполуках виявляє ступінь окислення +2, рідко +1; електронегативність за Полінгом 1,00, атомний радіус 180 пм, радіус іона Са 2+ 114 пм (координаційне число 6). кальцій – сріблясто-білий м'який метал; до 443 °С стійка модифікація з кубічною гранецентрованою кристалічною решіткою, вище 443 °С - з кубічною об'ємно-центрованою решіткою; t пл 842 ° С, t кип 1484 ° С, щільність 1550 кг/м 3; теплопровідність 125,6 Вт/(м·К).

Кальцій – метал високої хімічної активності (зберігають у герметично закритих судинах або під шаром мінеральної олії). За нормальних умов легко взаємодіє з киснем (утворюється кальцію оксид СаО), при нагріванні - з воднем (гідрид СаН 2), галогенами (кальцію галогеніди), бором (борид СаВ 6), вуглецем (кальцію карбід СаС 2), кремнієм (силіциди Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 , Ca 3 Si 4), азотом (нітрид Ca 3 N 2), фосфором (фосфіди Са 3 Р 2 Сар, СаР 5), халькогенами (халькогеніди складу СаХ, де Х - S, Se, Ті). Кальцій взаємодіє з іншими металами (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn та ін) з утворенням інтерметалідів. Металевий кальцій взаємодіє з водою з утворенням гідроксиду кальцію Са(ОН) 2 і Н 2 . Енергійно взаємодіє з більшістю кислот, утворюючи відповідні солі (наприклад, нітрат кальцію, кальцію сульфат, кальцію фосфати). Розчиняється у рідкому аміаку з утворенням темно-синього розчину з металевою провідністю. При випаровуванні аміаку з такого розчину виділяється аміакат. Поступово кальцій взаємодіє з аміаком з утворенням аміду Ca(NH2)2. Утворює різні комплексні з'єднання, Найбільше значення мають комплекси з кисневмісними полідентатними лігандами, наприклад комплексонати Са.

Біологічна роль. Кальцій відноситься до біогенних елементів. Добова потреба людини у кальції - близько 1 р. У живих організмах іони кальцію беруть участь у процесах скорочення м'язів, передачі нервових імпульсів.

Отримання. Металевий кальцій отримують електролітичним та металотермічним способами. Електролітичний спосіб заснований на електроліз розплавленого хлориду кальцію з катодом торкання або рідким мідно-кальцієвим катодом. З мідно-кальцієвого сплаву, що утворюється, відганяють кальцій при температурі 1000-1080 °С і тиску 13-20 кПа. Металотермічний спосіб ґрунтується на відновленні кальцію з його оксиду алюмінієм або кремнієм при 1100-1200 °С. При цьому утворюється алюмінат або силікат кальцію, а також газоподібний кальцій, який потім конденсують. Світове виробництво сполук кальцію та матеріалів, що містять кальцій, близько 1 мільярда т/рік (1998).

Застосування. Кальцій застосовують як відновник при отриманні багатьох металів (Rb, Cs, Zr, Hf, V та ін). Силициди кальцію, а також сплави кальцію з натрієм, цинком та іншими металами використовують як розкислювачі та десульфуратори деяких сплавів і нафти, для очищення аргону від кисню та азоту, в електровакуумних приладах як поглинач газів. Хлорид СаСl 2 використовують як осушувач у хімічному синтезі, гіпс застосовують у медицині. Кальцію силікати є основними компонентами цементу.

Літ.: Родякін В. В. Кальцій, його сполуки та сплави. М., 1967; Спіцин В. І., Мартиненко Л. І. Неорганічна хімія. М., 1994. Ч. 2; Неорганічна хімія / За редакцією Ю. Д. Третьякова. М., 2004. Т. 2.

Л. Н. Комісарова, М. А. Рюмін.

Історія кальцію

Кальцій був відкритий в 1808 році Хемфрі Деві, який шляхом електролізу гашеного вапна і оксиду ртуті отримав амальгаму кальцію, в результаті процесу вигонки ртуті з якої і залишився метал, що отримав назву кальцію.Латиною вапнозвучить як calx, саме ця назва була обрана англійським хіміком для відкритої речовини.

Кальцій є елементом головної підгрупи ІІ групи IV періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва має атомний номер 20 і атомну масу 40,08. Прийняте позначення- Ca (від латинського - Calcium).

Фізичні та хімічні властивості

Кальцій є хімічно активним м'яким лужним металомсріблясто- білого кольору. Через взаємодію з киснем і вуглекислим газом поверхня металу тьмяніє, тому кальцій потребує особливого режиму зберігання - обов'язково щільно закрита ємність, в якій метал заливають шаром рідкого парафіну або гасу.

Кальцій - найбільш відомий з необхідних людині мікроелементів, добова потреба у ньому становить від 700 до 1500 мг для здорової дорослої людини, але вона збільшується під час вагітності та лактації, це потрібно враховувати та отримувати кальцій у вигляді препаратів.

Знаходження у природі

Кальцій має дуже високу хімічну активність, тому у вільному (чистому) вигляді не зустрічається у природі. Тим не менш, є п'ятим за поширеністю в земній корі, у вигляді сполук є в осадових (вапняк, крейда) та гірських породах (граніт), багато кальцію містить польовий шпат анорит.

У живих організмах поширений досить широко, його наявність виявлено в рослинах, організмах тварин і людини, де він присутній, в основному, у складі зубів та кісткової тканини.

Засвоюваність кальцію

Перешкодою для нормального засвоєння кальцію з харчових продуктів є вживання в їжу вуглеводів у вигляді солодощів та лугів, що нейтралізують соляну кислоту шлунка, необхідну для розчинення кальцію. Процес засвоєння кальцію досить складний, тому іноді недостатньо отримувати його тільки з їжею, потрібний додатковий прийом мікроелемента.

Взаємодія з іншими

Для поліпшення всмоктування кальцію в кишечнику необхідний, який має властивість полегшувати процес засвоєння кальцію. При прийомі кальцію (у вигляді добавок) у процесі їжі відбувається блокування всмоктування, але прийом препаратів кальцію окремо від їжі ніяк не впливає на цей процес.

Майже весь кальцій організму (від 1 до 1,5 кг) знаходиться у кістках та зубах. Кальцій бере участь у процесах збудливості нервової тканини, скоротливості м'язів, процесах згортання крові, входить до складу ядра і мембран клітин, клітинних і тканинних рідин, має антиалергічну та протизапальну дію, запобігає ацидозу, активує ряд ферментів і гормонів. Кальцій також бере участь у регуляції проникності клітинних мембран, має дію, протилежну.

Ознаки нестачі кальцію

Ознаками нестачі кальцію в організмі є такі, на перший погляд, не пов'язані між собою симптоми:

• знервованість, погіршення настрою;
• прискорене серцебиття;
• судоми, оніміння кінцівок;
• уповільнення зростання та дітей;
• підвищений артеріальний тиск;
• розшарування та ламкість нігтів;
• біль у суглобах, зниження «больового порога»;
• рясні менструації.

Причини нестачі кальцію

Причинами нестачі кальцію можуть бути незбалансовані дієти (особливо голодування), низький вміст кальцію в їжі, куріння та захоплення кавою та кофеїнсодержащими напоями, дисбактеріоз, хвороби нирок, щитовидної залози, вагітність, періоди лактації та менопаузи.

Надлишок кальцію, який може виникнути при надмірному вживанні молочних продуктів або неконтрольованому прийомі препаратів, характеризується сильною спрагою, нудотою, блюванням, втратою апетиту, слабкістю та посиленим сечовиділенням.

Застосування кальцію у житті

Кальцій знайшов застосування в металотермічному одержанні урану, у вигляді природних сполук використовується як сировина для виробництва гіпсу та цемент, як засіб дезінфекції (усім відома) хлорка).

ВИЗНАЧЕННЯ

Кальцій- 20-ий елемент Періодичної таблиці. Позначення – Ca від латинського «calcium». Розташований у четвертому періоді, ІІА групі. Належить до металів. Заряд ядра дорівнює 20.

Кальцій належить до найпоширеніших у природі елементів. У земній корі його міститься приблизно 3% (мас.). Він зустрічається у вигляді численних відкладень вапняків та крейди, а також мармуру, які є природними різновидами карбонату кальцію CaCO 3 . У великих кількостях зустрічаються також гіпс CaSO 4 ×2H 2 O, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 і, нарешті, різні силікати, що містять кальцій.

У вигляді простої речовиникальцій є ковкий, досить твердий метал білого кольору (рис.1). На повітрі швидко покривається шаром оксиду, а при нагріванні згоряє яскравим червоним полум'ям. З холодною водоюкальцій реагує порівняно повільно, але з гарячої води швидко витісняє водень, утворюючи гідроксид.

Рис. 1. Кальцій. Зовнішній вигляд.

Атомна та молекулярна маса кальцію

Відносна молекулярна маса речовини (M r) - це число, що показує, у скільки разів маса даної молекули більша за 1/12 маси атома вуглецю, а відносна атомна маса елемента (A r) — у скільки разів середня маса атомів хімічного елемента більша за 1/12 маси атома вуглецю

Оскільки у вільному стані кальцій існує у вигляді одноатомних молекул Ca, значення його атомної та молекулярної масзбігаються. Вони дорівнюють 40,078.

Ізотопи кальцію

Відомо, що в природі кальцій може бути у вигляді чотирьох стабільних ізотопів 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, з явним переважанням ізотопу 40 Ca (99,97%). Їхні масові числа дорівнюють 40, 42, 43, 44, 46 і 48 відповідно. Ядро атома ізотопу кальцію 40 Ca містить двадцять протонів і двадцять нейтронів, інші ізотопи відрізняються від нього лише числом нейтронів.

Існують штучні ізотопи кальцію з масовими числами від 34 до 57, серед яких найбільш стабільним є 41 Ca з періодом напіврозпаду рівним 102 тисячі років.

Іони кальцію

На зовнішньому енергетичному рівніатома кальцію є два електрони, які є валентними:

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

В результаті хімічної взаємодіїкальцій дає свої валентні електрони, тобто. є їх донором, і перетворюється на позитивно заряджений іон:

Ca 0 -2e → Ca 2+ .

Молекула та атом кальцію

У вільному стані кальцій існує як одноатомних молекул Ca. Наведемо деякі властивості, що характеризують атом та молекулу кальцію:

Сплави кальцію

Кальцій є легуючим компонентом деяких свинцевих сплавів.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Кальцій(Calcium), Ca, хімічний елемент II групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 20, атомна маса 40,08; срібно-білий легкий метал. Природний елемент є сумішшю шести стабільних ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, з яких найбільш поширений 40 Ca (96, 97%).

З'єднання Ca - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем та кремнезем – речовини складні. У 1808 році Г. Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті, приготував амальгаму Ca, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий "Кальцій" (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно) .

Кальція в природі.За поширеністю в земній корі Ca займає 5-е місце (після О, Si, Al та Fe); вміст 2,96% за масою. Він енергійно мігрує та накопичується у різних геохімічних системах, утворюючи 385 мінералів (4-е місце за кількістю мінералів). У мантії Землі Ca мало і, ймовірно, ще менше у земному ядрі (у залізних метеоритах 0,02%). Ca переважає у нижній частині земної кори, накопичуючись в основних породах; Більшість Ca укладена в польовому шпаті - аноритті Ca; вміст основних породах 6,72%, в кислих (граніти та інші) 1,58% . У біосфері відбувається виключно різка диференціація Ca, пов'язана головним чином з "карбонатною рівновагою": при взаємодії вуглекислого газу з карбонатом СаСО 3 утворюється бікарбонат розчинний Ca(HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Са 2+ + 2HCO 3- . Ця реакція є оборотною і є основою перерозподілу Ca. При високому вмісті CO 2 у водах Ca знаходиться в розчині, а при низькому вмісті CO 2 осад випадає мінерал кальцит CaCO 3 утворюючи потужні поклади вапняку, крейди, мармуру.

Величезну роль історії Ca грає і біогенна міграція. У живій речовині з елементів-металів Ca – головний. Відомі організми, які містять більше 10% Ca (більше вуглецю), що будують свій скелет з сполук Ca, головним чином з СаСО 3 (вапняні водорості, багато молюсків, голкошкірі, корали, корененіжки і т. д.). З поховання скелетів мор. тварин і рослин пов'язане накопичення колосальних мас водоростевих, коралових та інших вапняків, які, занурюючись у земні глибини та мінералізуючись, перетворюються на різні види мармуру.

Величезні території з вологим кліматом (лісові зони, тундра) характеризуються дефіцитом Ca – тут він легко вилуговується з ґрунтів. З цим пов'язана низька родючість ґрунтів, низька продуктивність свійських тварин, їх малі розміри, нерідко хвороби скелета. Тому велике значення має вапнування ґрунтів, підживлення свійських тварин і птахів і т. д. Навпаки, в сухому кліматі СаСО 3 важкорозчинний, тому ландшафти степів і пустель багаті Ca. У солончаках та солоних озерах часто накопичується гіпс CaSO 4 ·2H 2 O.

Річки приносять в океан багато Ca, але він не затримується в океанічній воді (середній вміст 0,04%), а концентрується в скелетах організмів і після їхньої загибелі осаджується на дно переважно у формі CaCO3. Вапняні мули широко поширені на дні всіх океанів на глибинах не більше 4000 м (на великих глибинах відбувається розчинення СаСО 3 організми там нерідко відчувають дефіцит Ca).

Важливу роль міграції Ca грають підземні води. У вапнякових масивах вони місцями енергійно вилуговують CaCO 3 , з чим пов'язаний розвиток карсту, утворення печер, сталактитів та сталагмітів. Крім кальциту, у морях минулих геологічних епох було поширене відкладення фосфатів Ca (наприклад, родовища фосфоритів Каратау в Казахстані), доломіту CaCO 3 ·MgCO 3 , а лагунах при випаровуванні - гіпсу.

У результаті геологічної історії зростало біогенне карбонатообразование, а хімічне осадження кальциту зменшувалося. У докембрійських морях (понад 600 млн років тому) був тварин з вапняним скелетом; вони набули широкого поширення починаючи з кембрію (корали, губки тощо). Це пов'язують із високим вмістом CO 2 в атмосфері докембрію.

Фізичні властивості.Кристалічна решітка α-форми Ca (стійкою за нормальної температури) гранецентрована кубічна, а = 5,56Å. Атомний радіус 1,97 Å, іонний радіус Ca 2+ , 1,04 Å. Щільність 1,54 г/см3 (20 °C). Вище за 464 °C стійка гексагональна β-форма. t пл 851 °C, t кіп 1482 °C; температурний коефіцієнтлінійного розширення 22 · 10 -6 (0-300 ° C); теплопровідність при 20 °C 125,6 Вт/(м·К) або 0,3 кал/(см·сек·°C); питома теплоємність (0-100 °C) 623,9 дж/(кг·К) або 0,149 кал/(г·°C); питомий електроопір при 20 °C 4,6·10 -8 ом·м або 4,6·10 -6 ом·см; температурний коефіцієнт електроопору 4,57 · 10 -3 (20 ° C). Модуль пружності 26 Гн/м2 (2600 кгс/мм2); межа міцності при розтягуванні 60 Мн/м2 (6 кгс/мм2); межа пружності 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2), межа плинності 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2); відносне подовження 50%; твердість по Брінеллю 200-300 Мн/м2 (20-30 кгс/мм2). Кальцій досить високої чистоти пластичний, добре пресується, прокочується та піддається обробці різанням.

Хімічні властивості.Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома Ca 4s 2 відповідно до чого Ca в сполуках 2-валентний. Хімічно Ca дуже активний. При звичайній температурі Ca легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах або під мінеральною олією. При нагріванні на повітрі або в кисні запалюється, даючи основний оксид CaO. Відомі також пероксиди Ca - CaO 2 та CaO 4 . З холодною водою Ca взаємодіє спочатку швидко, потім реакція уповільнюється внаслідок утворення плівки Ca(OH) 2 . Ca енергійно взаємодіє з гарячою водоюта кислотами, виділяючи H 2 (крім концентрованої HNO 3). З фтором реагує на холод, а з хлором і бромом - вище 400 °C, даючи відповідно CaF 2 , CaCl 2 і CaBr 2 . Ці галогеніди в розплавленому стані утворюють з Ca так званих субсполук - CaF, CaCl, в яких Ca формально одновалентний. При нагріванні Ca з сіркою виходить сульфід кальцію CaS, останній приєднує сірку, утворюючи полісульфіди (CaS 2 CaS 4 та інші). Взаємодіючи з сухим воднем при 300-400 °C Ca утворює гідрид CaH 2 - іонне з'єднання, в якому водень є аніоном. При 500 °C Ca та азот дають нітрид Ca 3 N 2 ; взаємодія Ca з аміаком на холоді призводить до комплексного аміакату Ca 6 . При нагріванні без доступу повітря з графітом, кремнієм або фосфором Ca дає відповідно карбід кальцію CaC 2 силіциди Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 і фосфід Ca 3 P 2 . Ca утворює інтерметалеві сполуки з Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn та інші.

Отримання Кальцію.У промисловості Ca одержують двома способами: 1) нагріванням брикетованої суміші CaO і порошку Al при 1200 °C у вакуумі 0,01-0,02 мм рт. ст.; що виділяються за реакцією: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca пари Ca конденсуються на холодній поверхні; 2) електролізом розплаву CaCl 2 і KCl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Cu - Ca (65% Ca), з якого Ca відганяють за температури 950-1000 °C у вакуумі 0,1-0,001 мм рт. ст.

Застосування Кальцію.У вигляді чистого металу Ca застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb та деяких рідкісноземельних металів з їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішки азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування в техніці отримали антифрикційні матеріали системи Pb-Na-Ca, а також сплави Pb-Ca, що служать для виготовлення електричної оболонки. кабелів. Сплав Ca-Si-Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей.

Кальцій у організмі. Ca - один із біогенних елементів, необхідних для нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин і рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому Ca. У деяких організмів вміст Ca сягає 38%; у людини – 1,4-2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів Ca 2+ , Na + і K + у позаклітинних середовищах. Рослини отримують Ca з ґрунту. По їх відношенню до Ca рослини поділяють на кальцефіли та кальцефоби. Тварини отримують Ca з їжею та водою. Ca необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, запліднення яйцеклітин риб та інших тварин, активації низки ферментів. Іони Ca 2+ передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білківкрові, беруть участь у її згортанні. У клітинах майже весь Ca знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20-40% Ca може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97-99% всього Ca використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді CaCO 3 (раковини молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають Ca перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах.

Зміст Ca в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидної та щитовидної залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін D. Всмоктування Ca відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння Ca погіршується при зниженні кислотності в кишечнику і залежить від співвідношення Ca, P та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення Са/Р у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку їжі P або щавлевої кислоти всмоктування Ca погіршується. Жовчні кислоти прискорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир в їжі людини 0,04-0,08 г Ca на 1 г жиру. Виділення Ca відбувається головним чином через кишківник. Ссавці в період лактації втрачають багато Ca з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин – зміна складу та будови скелета (остеомаляція).

Кальцій розташовується у четвертому великому періоді, другій групі, головній підгрупі, порядковий номер елемента - 20. Згідно з періодичною таблицею Менделєєва, атомна вага кальцію - 40,08. Формула вищого оксиду – СаО. Кальцій має латинську назву calciumтому символ атома елемента - Са.

Характеристика кальцію як простої речовини

За звичайних умов кальцій – це метал сріблясто-білого кольору. Маючи високу хімічну активність, елемент здатний утворювати безліч сполук різних класів. Елемент є цінністю для технічних і промислових хімічних синтезів. Метал поширений у земної корі: його частка становить близько 1,5 %. Кальцій відноситься до групи лужноземельних металів: при розчиненні у воді він дає луги, але в природі зустрічається у вигляді множинних мінералів та . Морська водамістить кальцій у великих концентраціях (400 мг/л).

Характеристики кальцію залежать від будови його кристалічних ґрат. У цього елемента вона буває двох типів: кубічна гранецентрична та об'ємноцентрична. Тип зв'язку в молекулі – металевий.

Природні джерела кальцію:

• апатити;
• алебастр;
• гіпс;
• кальцит;
• флюорит;
• доломіт.

Фізичні властивості кальцію та способи отримання металу

У звичайних умовах кальцій знаходиться у твердому агрегатному стані. Метал плавиться за 842 °С. Кальцій є хорошим електро- та теплопровідником. При нагріванні він переходить спочатку в рідкий, а потім у пароподібний стан і втрачає металеві властивості. Метал є дуже м'яким і ріжеться ножем. Кипить за 1484 °С.

Під тиском кальцій втрачає металеві властивості та здатність до електропровідності. Але потім металеві властивості відновлюються і проявляються властивості надпровідника, який у кілька разів перевищує за своїми показниками інші.

Кальцій довго не вдавалося отримати без домішок: через високу хімічну активність цей елемент не зустрічається в природі в чистому вигляді. Елемент був відкритий у початку XIXстоліття. Кальцій як метал уперше синтезував британський хімік Гемфрі Деві. Вчений виявив особливості взаємодії розплавів твердих мінералів та солей з електричним струмом. У наші дні електроліз солей кальцію (суміші хлоридів кальцію та калію, суміші фториду та хлориду кальцію) залишається найактуальнішим способом отримання металу. Кальцій також витягують з його оксиду за допомогою алюмінію - поширеного в металургії методу.

Хімічні властивості кальцію

Кальцій - активний метал, що вступає до багатьох взаємодій. За нормальних умов він легко реагує, утворюючи відповідні бінарні сполуки: із киснем, галогенами. Натисніть , щоб дізнатися більше про сполуки кальцію. При нагріванні кальцій реагує з азотом, воднем, вуглецем, кремнієм, бором, фосфором, сіркою та іншими речовинами. На відкритому повітрі миттєво взаємодіє із киснем та вуглекислим газом, тому покривається сірим нальотом.

Бурхливо реагує з кислотами, при цьому іноді запалюється. У солях кальцій виявляє цікаві властивості. Наприклад, печерні сталактити і сталагміти - це карбонат кальцію, що поступово утворився з води, вуглекислого газу та гідрокарбонату в результаті процесів усередині підземних вод.

Через високу активність у звичайному стані кальцій зберігається в лабораторіях у темному герметичному скляному посуді під шаром парафіну або гасу. Якісна реакція на іон кальцію – забарвлення полум'я в насичений цегляно-червоний колір.

Ідентифікувати метал у складі сполук можна за нерозчинними осадами деяких солей елемента (фторид, карбонат, сульфат, силікат, фосфат, сульфіт).

Реакція води із кальцієм

Кальцій зберігають у банках під шаром захисної рідини. Щоб провести демонстрацію, як відбувається реакція води і кальцію, не можна просто дістати метал і відрізати від нього потрібний шматочок. Металевий кальцій у лабораторних умовах простіше використовувати у вигляді стружки.

Якщо металевої стружки немає, а в банку є лише великі шматки кальцію, знадобляться пасатижі або молоток. Готовий шматочок кальцію потрібного розміру поміщають у колбу чи склянку з водою. Кальцієву стружку кладуть у посуд у марлевому мішечку.

Кальцій опускається на дно і починається виділення водню (спочатку в місці, де знаходиться свіжий злам металу). Поступово із поверхні кальцію виділяється газ. Процес нагадує бурхливе кипіння, одночасно утворюється осад гідроксиду кальцію (гашене вапно).

Шматок кальцію виринає, підхоплений бульбашками водню. Приблизно через 30 секунд кальцій розчиняється, а вода через утворення суспензії гідроксиду стає каламутно-білою. Якщо реакцію проводити над склянці, а пробірці, можна спостерігати виділення тепла: пробірка швидко стає гарячою. Реакція кальцію з водою не закінчується ефектним вибухом, але взаємодія двох речовин протікає бурхливо та виглядає видовищно. Досвід безпечний.

Якщо мішечок з кальцієм, що залишився, вийняти з води і потримати на повітрі, то через деякий час в результаті реакції, що продовжується, настане сильне розігрівання і залишилася в марлі закипить. Якщо частину помутнілого розчину відфільтрувати через вирву в склянку, то при пропусканні через розчин оксиду вуглецю CO₂ вийде осад. Для цього не потрібен вуглекислий газ - можна продувати повітря, що видихається, в розчин через скляну трубочку.