Кальций его соединения в природе и свойства



Кальций

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

реакции кальция

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

реакции кальция

Получение кальция в промышленности:

получение кальция

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

Оксид кальция СаО

Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо-эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН)2, СаС2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

реакции оксида кальция

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

СаСО3 = СаО + СО2

Гидроксид кальция Са(ОН)2

Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН — )2. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше — в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ — пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка 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:

реакции гидроксида кальция

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

Источник

Кальций (Ca, Calcium)

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).

Общая характеристика кальция

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.

Суточная потребность в кальции

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). Ещё хороший источник пищевого кальция – мягкие кости лосося и сардин, любые морепродукты. Чемпионом по содержанию кальция является кунжут, но только в свежем виде.

Читайте также:  Природа сновидений по фрейду

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.

Продукты питания богатые кальцием

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.

Полезные свойства кальция и его влияние на организм

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.

Признаки избытка кальция

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

Физические и химические свойства кальция и его роль в природе

Кальций (Ca) – легкий агрессивный металл серебристого цвета с беловатым оттенком. Он играет важную роль во многих сферах жизни. В свободном виде в природе его нет, так как он химически высокоактивен.

История открытия

В первом десятилетии 19-го века Хэмфри Дэви получил вещество без примесей. Он взял для электролиза катод на основе ртути и увлажненную гашеную известь. На первом этапе результат – сплав кальция и ртути. На втором, после удаления ртутной части – чистый элемент.

История названия «кальций» берет начало в том же веке от латинского “calx”, что переводится как известь.

Однако в древнем мире слово уже употреблялось для описания некоторых процессов, например для обжига известняка, гашения извести. Сам процесс термической обработки позднее получил название «кальцинация».

Кальций в таблице Менделеева

В системе Менделеева занимает 20 порядковое место, что относится ко второй группе и четвертому периоду.

Атомная масса вещества – 40,078 г/моль. Это металл, входящий в категорию щелочноземельных, s-семейство.

Строение атома

Атом имеет положительно заряженное ядро и область вокруг него с орбиталями. Ядро любого атома содержит протоны и нейтроны, соответственно, положительно и нейтрально заряженные частицы.

Ядро атома кальция содержит по 20 протонов и нейтронов. В области вокруг него находится 4 орбитали, по которым движется 20 электронов – отрицательно заряженных частиц. При этом электроны располагаются в порядке 2, 8, 8, 2.

Строение атома кальция

Последняя орбиталь в электронном строении описывается как 4S², имеет 2 спаренных электрона, из-за чего валентность элемента равна 2. При образовании соединений отдает 2 электрона с внешнего слоя, выполняет функцию окислителя. Степень окисления равна +2.

Физические свойства

Это твердый металл серебряного цвета с беловатым оттенком в нормальных условиях. При постепенном нагревании переходит в жидкое агрегатное состояние, потом в газообразное.

Параметр Значение
Плавление При 842°С
Кипение При 1484°С
Плотность 1,55 г/см³

Хорошо подвергается различным манипуляциям – режется, прессуется, прокатывается.

Читайте также:  Картинки для рабочего стола ранняя весна на весь экран природа

Физические свойства кальция

Аллотропия – способность химического элемента существовать в виде двух и более простых веществ, которые различаются по свойствам, химическому строению. Существует две аллотропные модификации:

  • альфа-Ca, устойчивый до 443°С;
  • бета-Ca, устойчив при температурах выше 443°С.

Различаются они моделью кубической решетки. У α-Ca она гранецентрированная, а у β-Ca объемноцентрированная.

Химический свойства

Является типичным представителем семейства щелочноземельных металлов. Кальций вступает в реакции с разными веществами, так как является химически активным.

Несмотря на свою высокую способность к взаимодействию, кальций не самый активный металл семейства. Степень окисления +2.

Кальций вступает в следующие химические реакции:

  1. С кислородом взаимодействует в нормальных условиях, образуя оксид и выделяя тепло. Может даже загореться чистым красным огнем и белым дымом. Образуется оксид кальция — 2Ca + O₂ -> 2CaO.
  2. С галогенами реагирует в нормальных условиях — Ca + Br₂ -> CaBr₂ – бромид.
  3. С углеродом дает реакцию при нагреве. Аналогичными будут взаимодействия с водородом, кремнием и другими неметаллами — Ca + 2C -> CaC₂ – карбид.
  4. С кислотами, иногда с мощным выделением тепла. Выделяют 2 варианта уравнения реакции кальция с серной кислотой: Ca + H₂SO₄(разбавленная) -> CaSO₄ + 2H₂ и Ca + H₂SO₄(концентрированная) -> CaSO₄ + SO₂ + 2H₂O. В обоих случаях результатом реакции будет соль сульфат, побочные продукты.
  5. С водой реакция проходит с выделением тепла, но без воспламенений — Ca + 2H₂O -> Ca(OH)2 + H₂.

На воздухе металл покрывается сероватым налетом.

Химический свойства кальция

В реакции вступает много соединений элемента:

  1. Соединения кальция и неметаллов в присутствии воды разлагаются до гидроксида, водорода — CaH₂ + H₂O -> Ca(OH)₂ + 2H₂.
  2. Существует особенный перенос веществ, а именно превращение из карбоната в кислую его версию и обратно в разных условиях.
  3. При реакции воды, обогащенной углекислым газом, с карбонатом кальция выделяется кислый карбонат, одновременно происходит растворение — СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.
  4. В обратном случае кислый карбонат кальция нагревается под солнцем распадаясь на 3 компонента — Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2↑ + Н2О.

Рекомендовано не хранить кальций в открытом виде, а убирать в герметичную стеклянную посуду с добавлением парафина или керосина.

Кальций в природе

В целом вещество является пятым по распространенности на планете. К осадочным породам с кальцием в составе относят меловые отложения и известняк. В основном они состоят из кальцита, который в кристаллической форме представляет собой мрамор.

Элемент способен мигрировать в земной коре и из-за своей активности вступать в различные реакции, образуя минералы. Насчитывается более 380 минералов с участием этого компонента. Часто встречаются:

  • кальцит;
  • ангидрит;
  • апатит;
  • доломит.

Элемент содержится и в живых организмах. Большая часть, а именно гидроксиапатит, приходится на клетки костей, зубов. У губок, кораллов скелет целиком состоит из карбоната кальция.

Растения с содержанием кальция

Применение

В редких случаях кальций используется как самостоятельный компонент, чаще он находится в других веществах. В чистом виде применяется в восстановительных реакциях металлов из оксидов.

В металлургии востребован для удаления окислений или для получения трудно восстанавливаемых металлов, например урана или хрома.

В свинцовый аккумуляторах кальций используют как небольшую добавку. От общего объема вещества его меньше 1%. Однако этого достаточно, чтобы не дать аккумулятору перегреться или закипеть. Дополнительно элемент защищает основное вещество, свинец, от коррозии.

Используется для огнеупорных материалов и средств.

Соединения кальция применяются для получения:

  1. Водорода вне лаборатории из гидрида.
  2. Ацетилена и цианамида из карбида.

Каждый хоть раз видел мел, гипс, известняк. Первый используется для письма на досках, второй – в медицине и строительстве зданий, а третий – в качестве стройматериала, а также для пищевой, химической промышленности.

Из элемента поучают:

  • негашеную известь (CaO – оксид);
  • гашеную известь (Ca(OH)2 – гидроксид).

Отмечают биологическую роль элемента. Живым организмам он нужен для нормального сердцебиения. Его ионы участвуют в передаче сигнала по нервным клеткам, в работе мышц, в процессе свертывания крови.

Без кальция не существовало бы многих отраслей промышленности и даже жизни, так как он является важным макроэлементом.

А что вам известно о кальции? Сохраняйте статью, чтобы не потерять полезную информацию, делитесь ею в социальных сетях.

Источник

№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). Из этого сплава, отогнав ртуть Дэви получил чистый кальций.
Он же предложил название нового химического элемента, от латинского «сalx» обозначавшего название известняка, мела и других мягких камней.

Читайте также:  Явления природы курского края

Нахождение в природе и получение:

Кальций — пятый по распространенности элемент в земной коре (более 3%), образует множество пород, в основе многих из которых — карбонат кальция. Некоторые из этих пород имеют органическое происхождение (ракушечник), показывающее важную роль кальция в живой природе. Природный кальций — смесь 6 изотопов с массовыми числами от 40 до 48, причем на 40 Ca приходится 97% общего количества. Ядерными реакциями получены и другие изотопы кальция, например радиоактивный 45 Ca .
Для получения простого вещества кальция используется электролиз расплавов его солей или алюмотермия:
4CaO + 2Al = Ca(AlO2)2 + 3Ca

Физические свойства:

Серебристо-серый металл с кубической гранецентрированной решеткой, значительно более твердый, чем щелочные металлы. Температура плавления 842°C, кипения 1484°C, плотность 1,55 г/см 3 . 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:

Оксид кальция CaO — («негашёная известь») вещество белого цвета, щелочной оксид, энергично реагирует с водой («гасится») переходя в гидроксид. Получают термическим разложением карбоната кальция.

Гидроксид кальция Ca(OH)2 — («гашёная известь») белый порошок, мало растворим в воде (0,16г/100г), сильная щелочь. Раствор («известковая вода») используется для обнаружения углекислого газа.

Карбонат кальция CaCO3 — основа большинства природных минералов кальция (мел, мрамор, известняк, ракушечник, кальцит, исландский шпат). В чистом виде 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, в природе CaSO4*2H2O («гипс», «селенит»). Последний при осторожном нагревании (180 С) переходит в CaSO4*0,5H2O («жжёный гипс», «алебастр») — белый порошок, при замешивании с водой снова образующий CaSO4*2H2O в виде твердого, достаточно прочного материала. Мало растворим в воде, в избытке серной кислоты способен растворяться, образуя гидросульфат.

Фосфат кальция Ca3(PO4)2 — («фосфорит»), нерастворим, под действием сильных кислот переходит в более растворимые гидро- и дигидрофосфаты кальция. Исходное 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 — (природн.: «флюорит», «плавиковый шпат»), нерастворимое в-во белого цвета. Природные минералы имеют разнообразные окраски, обусловленные примесями. Светится в темноте при нагревании и при УФ-облучении. Увеличивает текучесть («плавкость») шлаков при получении металлов, чем обусловлено его применение в качестве флюса.

Хлорид кальция CaCl2 — бесцв. крист. в-во хорошо р-римое в воде. Образует кристаллогидрат CaCl2*6H2O. Безводный («плавленый») хлорид кальция — хороший осушитель.

Нитрат кальция Ca(NO3)2 — («кальциевая селитра») бесцв. крист. в-во хорошо р-римое в воде. Составная часть пиротехнических составов, придающее пламени красно-оранжевый цвет.

Карбид кальция CaС2 — реагирует с водой, к-тами образуя ацетилен, напр.: CaС2 + H2O = С2H2 + Ca(OH)2

Применение:

Металлический кальций используется как сильный восстановитель при получении некоторых трудновосстанавлиевых металлов («кальциетермия»): хром, РЗЭ, торий, уран и др. В металлургии меди, никеля, специальных сталей и бронз кальций и 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 48 Ca используются для синтеза новых химических элементов, например элемента №114, флеровия >>. Другой изотоп кальция, 45 Ca , используется как радиоактивная метка при исследованиях биологической роли кальция и его миграции в окружающей среде.

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

Источник