Kemijska formula metalnog kalcija. Kalcij i njegove karakteristike

Prirodni spojevi kalcija (kreda, mramor, vapnenac, gips) i proizvodi njihove najjednostavnije obrade (vapno) poznati su ljudima od davnina. Godine 1808. engleski kemičar Humphry Davy elektrolizirao je mokro gašeno vapno (kalcijev hidroksid) sa živinom katodom i dobio kalcijev amalgam (legura kalcija i žive). Od te legure, destilacijom žive, Davy je dobio čisti kalcij.
Također je predložio naziv novog kemijskog elementa, od latinskog "calx" koji označava naziv vapnenca, krede i drugog mekog kamenja.

Pronalaženje u prirodi i dobivanje:

Kalcij je peti najzastupljeniji element u zemljinoj kori (više od 3%), tvori mnoge stijene od kojih se mnoge temelje na kalcijevom karbonatu. Neke od ovih stijena su organskog podrijetla (školjke), što pokazuje važnu ulogu kalcija u živoj prirodi. Prirodni kalcij je mješavina 6 izotopa s masenim brojevima od 40 do 48, pri čemu 40 Ca čini 97% ukupne količine. Nuklearne reakcije također su proizvele druge izotope kalcija, na primjer radioaktivni 45 Ca.
Za dobivanje jednostavne kalcijeve tvari koristi se elektroliza rastaljenih kalcijevih soli ili aluminotermija:
4CaO + 2Al = Ca(AlO 2) 2 + 3Ca

Fizička svojstva:

Srebrno-sivi metal s kubičnom rešetkom u središtu površine, mnogo tvrđi od alkalnih metala. Talište 842°C, vrelište 1484°C, gustoća 1,55 g/cm3. Pri visokim tlakovima i temperaturama od oko 20 K prelazi u stanje supravodiča.

Kemijska svojstva:

Kalcij nije aktivan kao alkalijski metali, ali se mora čuvati pod slojem mineralnog ulja ili u dobro zatvorenim metalnim bačvama. Već pri normalnim temperaturama reagira s kisikom i dušikom u zraku, kao i s vodenom parom. Zagrijavanjem gori na zraku crveno-narančastim plamenom, stvarajući oksid s primjesom nitrida. Poput magnezija, kalcij nastavlja sagorijevati u atmosferi ugljičnog dioksida. Kada se zagrijava, reagira s drugim nemetalima, tvoreći spojeve koji nisu uvijek očiti u sastavu, na primjer:
Ca + 6B = CaB 6 ili Ca + P => Ca 3 P 2 (također CaP ili CaP 5)
U svim svojim spojevima kalcij ima oksidacijski stupanj +2.

Najvažnije veze:

Kalcijev oksid CaO- ("živo vapno") bijela tvar, alkalni oksid, koji snažno reagira s vodom ("gašeno") pretvarajući se u hidroksid. Dobiva se termičkom razgradnjom kalcijevog karbonata.

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2- ("gašeno vapno") bijeli prah, slabo topiv u vodi (0,16g/100g), jaka lužina. Otopina ("vapnena voda") koristi se za detekciju ugljičnog dioksida.

Kalcijev karbonat CaCO 3- osnova većine prirodnih minerala kalcija (kreda, mramor, vapnenac, školjkaš, kalcit, islandski spar). U svom čistom obliku tvar je bijela ili bezbojna. kristala. Zagrijavanjem (900-1000 C) se raspada, stvarajući kalcijev oksid. Nije p-rim, reagira s kiselinama, može se otopiti u vodi zasićenoj ugljičnim dioksidom, pretvarajući se u bikarbonat: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2. Obrnuti proces dovodi do pojave naslaga kalcijevog karbonata, posebice formacija poput stalaktita i stalagmita
U prirodi ga nalazimo i kao dio dolomita CaCO 3 *MgCO 3

Kalcijev sulfat CaSO 4- bijela tvar, u prirodi CaSO 4 * 2H 2 O ("gips", "selenit"). Potonji, kada se pažljivo zagrije (180 C), pretvara se u CaSO 4 * 0,5 H 2 O ("spaljeni gips", "alabaster") - bijeli prah, koji, kada se pomiješa s vodom, ponovno tvori CaSO 4 * 2H 2 O u obliku čvrstog, prilično izdržljivog materijala. Slabo topljiv u vodi, može se otopiti u višku sumporne kiseline, stvarajući hidrogen sulfat.

Kalcijev fosfat Ca 3 (PO 4) 2- (“fosforit”), netopljiv, pod utjecajem jakih kiselina prelazi u bolje topljive kalcijeve hidro- i dihidrogenfosfate. Sirovina za proizvodnju fosfora, fosforne kiseline, fosfatnih gnojiva. Kalcijevi fosfati također su uključeni u apatite, prirodne spojeve s približnom formulom Ca 5 3 Y, gdje je Y = F, Cl ili OH, odnosno fluor, klor ili hidroksiapatit. Zajedno s fosforitom, apatiti su dio koštanog kostura mnogih živih organizama, uklj. i čovjek.

Kalcijev fluorid CaF 2 - (prirodno:"fluorit", "fluorit"), netopljiva tvar bijele boje. Prirodni minerali imaju različite boje zbog nečistoća. Svijetli u mraku kada se zagrije i pod UV zračenjem. Povećava fluidnost („taljivost”) troske pri proizvodnji metala, što objašnjava njegovu upotrebu kao topitelja.

Kalcijev klorid CaCl2- bezbojan Krist. Dobro je topiv u vodi. Tvori kristalni hidrat CaCl 2 *6H 2 O. Bezvodni ("stopljeni") kalcijev klorid dobro je sredstvo za sušenje.

Kalcijev nitrat Ca(NO 3) 2- ("kalcijev nitrat") bezbojan. Krist. Dobro je topiv u vodi. Sastavni dio pirotehničkih sastava koji plamenu daje crveno-narančastu boju.

Kalcijev karbid CaS 2- reagira s vodom pri čemu nastaje acetilen, npr.: CaS 2 + H 2 O = S 2 H 2 + Ca(OH) 2

Primjena:

Metalni kalcij se koristi kao jako redukcijsko sredstvo u proizvodnji nekih metala koji se teško reduciraju ("kalciotermija"): kroma, elemenata rijetkih zemalja, torija, urana itd. U metalurgiji bakra, nikla, specijalnih čelika i bronce , kalcij i njegove legure koriste se za uklanjanje štetnih nečistoća sumpora, fosfora, viška ugljika.
Kalcij se također koristi za vezanje malih količina kisika i dušika pri dobivanju visokog vakuuma i pročišćavanju inertnih plinova.
Neutronski višak iona 48 Ca koristi se za sintezu novih kemijskih elemenata, na primjer elementa br. 114, . Drugi izotop kalcija, 45Ca, koristi se kao radioaktivni tragač u studijama biološke uloge kalcija i njegove migracije u okolišu.

Glavno područje primjene brojnih kalcijevih spojeva je proizvodnja građevinskih materijala (cement, građevinske smjese, gipsane ploče itd.).

Kalcij je jedan od makroelemenata u živim organizmima, tvoreći spojeve potrebne za izgradnju unutarnjeg kostura kralježnjaka i vanjskog kostura mnogih beskralješnjaka, ljuske jaja. Ioni kalcija također sudjeluju u regulaciji unutarstaničnih procesa i određuju zgrušavanje krvi. Nedostatak kalcija u djetinjstvu dovodi do rahitisa, u starijoj dobi - do osteoporoze. Izvor kalcija su mliječni proizvodi, heljda, orašasti plodovi, a njegovu apsorpciju olakšava vitamin D. Kod nedostatka kalcija koriste se različiti lijekovi: calcex, otopina kalcijevog klorida, kalcijev glukonat i dr.
Maseni udio kalcija u ljudskom tijelu je 1,4-1,7%, dnevna potreba je 1-1,3 g (ovisno o dobi). Pretjerani unos kalcija može dovesti do hiperkalcijemije – taloženja njegovih spojeva u unutarnjim organima, te stvaranja krvnih ugrušaka u krvnim žilama. Izvori:
Kalcij (element) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (datum pristupa: 03.01.2014.).
Popularna biblioteka kemijskih elemenata: Kalcij. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.1.2014.).

On čini koštani kostur, ali tijelo nije u stanju samo proizvesti element. Govorimo o kalciju. Odrasle žene i muškarci trebaju dnevno primiti najmanje 800 miligrama zemnoalkalijskih metala. Može se ekstrahirati iz zobene kaše, lješnjaka, mlijeka, ječma, kiselog vrhnja, graha i badema.

Kalcij također se nalazi u grašku, senfu i svježem siru. Istina, ako ih kombinirate sa slatkišima, kavom, kolom i hranom bogatom oksalnom kiselinom, probavljivost elementa se smanjuje.

Želučani okoliš postaje alkalni, kalcij se hvata u netopljiv i izlučuje iz tijela. Kosti i zubi počinju se raspadati. Što je s elementom, budući da je postao jedan od najvažnijih za živa bića, i ima li koristi od tvari izvan njihovih organizama?

Kemijska i fizikalna svojstva kalcija

Element zauzima 20. mjesto u periodnom sustavu. Nalazi se u glavnoj podskupini 2. skupine. Razdoblje kojemu pripada kalcij je 4. To znači da atom tvari ima 4 elektroničke razine. Sadrže 20 elektrona, kao što je naznačeno atomskim brojem elementa. Također označava njegovu napunjenost - +20.

Kalcij u tijelu, kao i u prirodi, je zemnoalkalijski metal. To znači da je u svom čistom obliku element srebrno-bijel, sjajan i lagan. Tvrdoća zemnoalkalijskih metala veća je od tvrdoće alkalnih metala.

Indikator kalcija je oko 3 boda prema. Na primjer, gips ima istu tvrdoću. 20. element se može rezati nožem, ali je to mnogo teže nego bilo koji od jednostavnih alkalnih metala.

Koje je značenje naziva "zemnoalkalna zemlja"? Tako su alkemičari prozvali kalcij i ostale metale iz njegove skupine. Okside elemenata nazvali su zemlja. Oksidi tvari kalcijske skupine dati alkalno okruženje vodi.

Međutim, radij, barij, kao i 20. element, nalaze se ne samo u kombinaciji s kisikom. U prirodi ima mnogo kalcijevih soli. Najpoznatiji od njih je mineral kalcit. Ugljikov dioksid u obliku metala je dobro poznata kreda, vapnenac i gips. Svaki od njih je kalcijev karbonat.

Dvadeseti element također ima hlapljive spojeve. Oni boje plamen narančasto-crveno, što postaje jedan od markera za prepoznavanje tvari.

Svi zemnoalkalijski metali lako gore. Da bi kalcij reagirao s kisikom, dovoljni su normalni uvjeti. Jedino se u prirodi element ne nalazi u čistom obliku, već samo u spojevima.

Kalcij oksi- film koji prekriva metal kada je izložen zraku. Premaz je žućkast. Sadrži ne samo standardne okside, već i perokside i nitride. Ako je kalcij u vodi, a ne u zraku, on će iz nje istisnuti vodik.

U ovom slučaju nastaje talog - kalcijev hidroksid. Ostaci čistog metala plutaju na površini, gurani mjehurićima vodika. Ista shema radi s kiselinama. S klorovodičnom kiselinom, na primjer, taloži se kalcijev klorid te se oslobađa vodik.

Neke reakcije zahtijevaju povišene temperature. Ako dosegne 842 stupnja, kalcij je moguć topiti. Na 1484 Celzija metal vrije.

Otopina kalcija, poput čistog elementa, dobro provodi toplinu i električnu struju. Ali, ako je tvar jako zagrijana, metalna svojstva se gube. Odnosno, nema ih ni rastaljeni ni plinoviti kalcij.

U ljudskom tijelu element je prisutan u čvrstom i tekućem agregatnom stanju. Omekšao kalcijeva voda, koja je prisutna u, lakše se podnosi. Samo 1% 20. tvari nalazi se izvan kostiju.

Međutim, njegov transport kroz tkiva igra važnu ulogu. Kalcij u krvi regulira kontrakciju mišića, uključujući srce, i održava normalan krvni tlak.

Primjena kalcija

U svom čistom obliku, metal se koristi u. Idu na rešetke baterija. Prisutnost kalcija u leguri smanjuje samopražnjenje baterija za 10-13%. Ovo je posebno važno za stacionarne modele. Ležajevi su također izrađeni od mješavine olova i elementa 20. Jedna od legura naziva se legura ležaja.

Na slici su proizvodi koji sadrže kalcij

Zemnoalkalijski metal se dodaje čeliku kako bi se uklonile nečistoće sumpora iz legure. Reducirajuća svojstva kalcija također su korisna u proizvodnji urana, kroma, cezija, rubidija itd.

Kakav kalcij koristi u crnoj metalurgiji? Još uvijek isto čisto. Razlika je u namjeni elementa. Sada, on igra ulogu. Ovo je dodatak legurama koji smanjuje temperaturu njihovog stvaranja i olakšava odvajanje troske. Granule kalcija ulijevaju u električne vakuumske uređaje kako bi iz njih uklonili tragove zraka.

48. izotop kalcija je tražen u nuklearnim poduzećima. Tamo se proizvode superteški elementi. Sirovine se dobivaju u nuklearnim akceleratorima. Ubrzavaju se uz pomoć iona - svojevrsnih projektila. Ako Ca48 igra njihovu ulogu, učinkovitost sinteze se povećava stotinama puta u usporedbi s upotrebom iona drugih tvari.

U optici 20. element se cijeni kao spojevi. Kalcijev fluorid i volframat postaju leće, objektivi i prizme astronomskih instrumenata. Minerali se također nalaze u laserskoj tehnologiji.

Geolozi nazivaju kalcijev fluorid fluorit, a volfram - šeelit. Za optičku industriju odabiru se njihovi monokristali, odnosno pojedinačne, velike jedinice kontinuirane rešetke i jasnog oblika.

U medicini se također ne propisuje čisti metal, već tvari na njegovoj osnovi. Tijelo ih lakše apsorbira. Kalcijev glukonat– najjeftiniji lijek, koristi se za osteoporozu. droga" Kalcij Magnezij» propisuje se adolescentima, trudnicama i starijim osobama.

Potrebni su im dodaci prehrani kako bi se zadovoljila povećana potreba tijela za 20. elementom i kako bi se izbjegle razvojne patologije. Regulira se metabolizam kalcij-fosfora "Kalcij D3". “D3” u nazivu proizvoda ukazuje na prisutnost vitamina D u njemu. On je rijedak, ali neophodan za potpunu apsorpciju kalcij.

upute Do "Kalcij nikomed3" označava da lijek pripada farmaceutskim pripravcima kombiniranog djelovanja. Isto se govori o kalcijev klorid. Ne samo da nadoknađuje nedostatak 20. elementa, već i spašava od intoksikacije, a također je u stanju zamijeniti krvnu plazmu. U nekim patološkim stanjima to može biti potrebno.

Lijek je također dostupan u ljekarnama Kalcij je kiselina askorbinska." Ovaj duet propisan je tijekom trudnoće i dojenja. Tinejdžeri također trebaju dodatke prehrani.

Eksploatacija kalcija

Kalcij u hrani, minerali, spojevi, poznata je čovječanstvu od davnina. Metal je izoliran u svom čistom obliku tek 1808. Sreća se osmjehnula Humphryju Davyju. Engleski fizičar ekstrahirao je kalcij elektrolizom rastaljenih soli elementa. Ova metoda se koristi i danas.

Međutim, industrijalci češće pribjegavaju drugoj metodi, otkrivenoj nakon Humphreyeva istraživanja. Kalcij se reducira iz svog oksida. Reakcija se ponekad započinje praškom. Interakcija se odvija u uvjetima vakuuma na povišenim temperaturama. Kalcij je prvi put izoliran na ovaj način sredinom prošlog stoljeća u SAD-u.

Cijena kalcija

Malo je proizvođača metalnog kalcija. Dakle, u Rusiji isporuke uglavnom obavlja Chapetsk mehanički pogon. Nalazi se u Udmurtiji. Tvrtka prodaje granulat, strugotinu i komadni metal. Cijena tone sirovina je oko 1500 dolara.

Proizvod također nude neki kemijski laboratoriji, na primjer, Rusko kemičarsko društvo. Najnoviji, nudi 100 grama kalcij. Recenzije pokazuju da je to prah pod uljem. Cijena jednog paketa je 320 rubalja.

Osim ponuda za kupnju pravog kalcija, na internetu se prodaju i poslovni planovi za njegovu proizvodnju. Za oko 70 stranica teoretskih izračuna traže oko 200 rubalja. Većina planova izrađena je 2015. godine, odnosno još uvijek nisu izgubili na važnosti.

Kalcij je element glavne podskupine druge skupine, četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 20. Označava se simbolom Ca (lat. Kalcij). Jednostavna tvar kalcij je mekani, kemijski aktivan zemnoalkalijski metal srebrno-bijele boje.

Kalcij u okolišu

U prirodi ga ima mnogo: planinski lanci i glinene stijene nastaju od kalcijevih soli, ima ga u morskoj i riječnoj vodi, a ulazi u sastav biljnih i životinjskih organizama. Kalcij čini 3,38% mase zemljine kore (5. po zastupljenosti nakon kisika, silicija, aluminija i željeza).

Izotopi kalcija

Kalcij se u prirodi pojavljuje kao mješavina šest izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, među kojima je najčešći - 40 Ca - 96,97%.

Od šest prirodnih izotopa kalcija, pet ih je stabilno. Nedavno je otkriveno da je šesti izotop 48 Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), podvrgnut dvostrukom beta raspadu s vremenom poluraspada od 5,3 x 10 19 godina.

Sadržaj kalcija u stijenama i mineralima

Najviše kalcija sadrže silikati i alumosilikati raznih stijena (graniti, gnajsovi i dr.), osobito glinenac - Ca anortit.

U obliku sedimentnih stijena spojevi kalcija predstavljeni su kredom i vapnencima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mramor - mnogo je rjeđi u prirodi.

Minerali kalcija kao što su kalcit CaCO 3 , anhidrit CaSO 4 , alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O i gips CaSO 4 ·2H 2 O, fluorit CaF 2 , apatiti Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomit MgCO3 ·CaCO3. Prisutnost soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njezinu tvrdoću.

Kalcij, snažno migrirajući u zemljinoj kori i nakupljajući se u raznim geokemijskim sustavima, tvori 385 minerala (četvrti najveći broj minerala).

Migracija kalcija u zemljinoj kori

U prirodnoj migraciji kalcija značajnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža", povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom uz stvaranje topljivog bikarbonata:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(ravnoteža se pomiče lijevo ili desno ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogene migracije igraju veliku ulogu.

Sadržaj kalcija u biosferi

Spojevi kalcija nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi također dolje). Značajna količina kalcija nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, osnova je koštanog tkiva kralješnjaka, uključujući i ljude; Ljuske i ljuske mnogih beskralježnjaka, ljuske jaja itd. izgrađene su od kalcijevog karbonata CaCO 3. U živim tkivima ljudi i životinja ima 1,4-2% Ca (maseni udio); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u međustaničnoj tvari koštanog tkiva).

Dobivanje kalcija

Kalcij je prvi dobio Davy 1808. godine pomoću elektrolize. No, kao i drugi alkalijski i zemnoalkalijski metali, element br. 20 ne može se dobiti elektrolizom iz vodenih otopina. Kalcij se dobiva elektrolizom njegovih rastaljenih soli.

Ovo je složen i energetski intenzivan proces. Kalcijev klorid se topi u elektrolizeru uz dodatak drugih soli (potrebne su za snižavanje tališta CaCl2).

Čelična katoda dodiruje samo površinu elektrolita; oslobođeni kalcij se na njemu lijepi i stvrdnjava. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postupno podiže i na kraju se dobije kalcijeva "šipka" duga 50...60 cm, zatim se izvadi, odbije od čelične katode i proces počinje ispočetka. “Metoda dodira” proizvodi kalcij jako kontaminiran kalcijevim kloridom, željezom, aluminijem i natrijem. Pročišćava se taljenjem u atmosferi argona.

Ako se čelična katoda zamijeni katodom od metala koji se može legirati s kalcijem, tada će se elektrolizom dobiti odgovarajuća legura. Ovisno o namjeni, može se koristiti kao legura ili se može dobiti čisti kalcij destilacijom u vakuumu. Tako se dobivaju legure kalcija s cinkom, olovom i bakrom.

Drugi način dobivanja kalcija - metalotermički - teorijski je opravdao još 1865. godine poznati ruski kemičar N.N. Beketov. Kalcij se reducira aluminijem pri tlaku od samo 0,01 mmHg. Temperatura procesa 1100...1200°C. Kalcij se dobiva u obliku pare, koja se potom kondenzira.

Posljednjih godina razvijena je još jedna metoda dobivanja elementa. Temelji se na toplinskoj disocijaciji kalcijevog karbida: karbid zagrijan u vakuumu na 1750°C raspada se na kalcijeve pare i čvrsti grafit.

Fizikalna svojstva kalcija

Metalni kalcij postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, α-Ca s kubičnom centriranom rešetkom (parametar a = 0,558 nm) je stabilan; stabilniji. Standardna entalpija Δ H 0 prijelaz α → β iznosi 0,93 kJ/mol.

Postupnim povećanjem tlaka počinje pokazivati ​​svojstva poluvodiča, ali ne postaje poluvodič u punom smislu riječi (više nije ni metal). Daljnjim povećanjem tlaka vraća se u metalno stanje i počinje pokazivati ​​supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od temperature žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcija na mnogo je načina slično stronciju.

Unatoč sveprisutnosti elementa, čak ni kemičari nisu svi vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, kako izgledom tako i ponašanjem, potpuno se razlikuje od alkalnih metala, čiji je kontakt prepun opasnosti od požara i opeklina. Može se sigurno skladištiti na zraku; ne zapali se od vode. Mehanička svojstva elementarnog kalcija ne čine ga "crnom ovcom" u obitelji metala: kalcij nadmašuje mnoge od njih u čvrstoći i tvrdoći; može se tokariti na strugu, izvlačiti u žicu, kovati, prešati.

Pa ipak, elementarni kalcij se gotovo nikada ne koristi kao strukturni materijal. Previše je aktivan za to. Kalcij lako reagira s kisikom, sumporom i halogenima. Čak i s dušikom i vodikom, pod određenim uvjetima, reagira. Okolina ugljikovih oksida, inertna za većinu metala, agresivna je za kalcij. Gori u atmosferi CO i CO 2 .

Naravno, s takvim kemijskim svojstvima kalcij ne može postojati u prirodi u slobodnom stanju. Ali spojevi kalcija - i prirodni i umjetni - stekli su najveću važnost.

Kemijska svojstva kalcija

Kalcij je tipičan zemnoalkalijski metal. Kemijska aktivnost kalcija je visoka, ali niža od one svih ostalih zemnoalkalijskih metala. Lako reagira s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlagom iz zraka, zbog čega je površina metalnog kalcija obično zagasito siva, pa se u laboratoriju kalcij obično čuva, kao i ostali zemnoalkalijski metali, u dobro zatvorenoj posudi pod slojem kerozina ili tekućeg parafina.

U nizu standardnih potencijala kalcij se nalazi lijevo od vodika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ /Ca 0 je -2,84 V, tako da kalcij aktivno reagira s vodom, ali bez paljenja:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 + Q.

Kalcij reagira s aktivnim nemetalima (kisik, klor, brom) u normalnim uvjetima:

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

Kada se zagrijava u zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcij reagira s manje aktivnim nemetalima (vodik, bor, ugljik, silicij, dušik, fosfor i drugi) kada se zagrijava, na primjer:

Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijev fosfid), poznati su i kalcijevi fosfidi sastava CaP i CaP 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (kalcijev silicid); poznati su i kalcijevi silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.

Pojava gore navedenih reakcija, u pravilu, prati oslobađanje velike količine topline (to jest, ove reakcije su egzotermne). U svim spojevima s nemetalima oksidacijsko stanje kalcija je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ion Ca 2+ je bezbojan. Kada se u plamen dodaju topive kalcijeve soli, plamen postaje ciglastocrven.

Kalcijeve soli kao što su CaCl 2 klorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat visoko su topljive u vodi. U vodi su netopljivi CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat i neki drugi.

Važno je da je, za razliku od kalcijevog karbonata CaCO 3, kiseli kalcijev karbonat (bikarbonat) Ca(HCO 3) 2 topiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kiša ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre u podzemlje i padne na vapnenac, opaža se njihovo otapanje:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3) 2.

Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijevim bikarbonatom dolazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zrakama, događa se obrnuta reakcija:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Tako se u prirodi prenose velike mase tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu stvoriti ogromne praznine, au špiljama se stvaraju prekrasne kamene "ledenice" - stalaktiti i stalagmiti.

Prisutnost otopljenog kalcijevog bikarbonata u vodi uvelike određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer kada voda proključa dolazi do razgradnje bikarbonata i taloženja CaCO 3 . Ova pojava dovodi, na primjer, do toga da se u kuhalu za vodu s vremenom stvara kamenac.

Primjena kalcij

Sve donedavno, metalni kalcij nije pronašao gotovo nikakvu upotrebu. SAD su, primjerice, prije Drugog svjetskog rata trošile samo 10...25 tona kalcija godišnje, Njemačka - 5...10 tona. Ali za razvoj novih područja tehnologije potrebni su mnogi rijetki i vatrostalni metali . Pokazalo se da je kalcij vrlo pogodan i aktivan redukcijski agens za mnoge od njih, a element se počeo koristiti u proizvodnji torija, vanadija, cirkonija, berilija, niobija, urana, tantala i drugih vatrostalnih metala. Čisti metalni kalcij naširoko se koristi u metalotermiji za proizvodnju rijetkih metala.

Čisti kalcij se koristi za legiranje olova koje se koristi za proizvodnju baterijskih ploča i starter olovnih baterija bez održavanja s niskim samopražnjenjem. Također, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijevih babita BKA.

Primjena metalnog kalcija

Glavna upotreba metalnog kalcija je kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji metala, posebno nikla, bakra i nehrđajućeg čelika. Kalcij i njegov hidrid također se koriste za proizvodnju metala koje je teško reducirati kao što su krom, torij i uran. Legure kalcija i olova koriste se u baterijama i legurama za ležajeve. Granule kalcija također se koriste za uklanjanje tragova zraka iz vakuumskih uređaja.

Prirodna kreda u obliku praha uključena je u sastave za poliranje metala. Ali ne možete prati zube prirodnom kredom u prahu, jer sadrži ostatke ljuštura i ljuštura malih životinja, koji su izuzetno tvrdi i uništavaju zubnu caklinu.

Korištenjekalciju nuklearnoj fuziji

Izotop 48 Ca najučinkovitiji je i najčešće korišten materijal za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata periodnog sustava elemenata. Na primjer, u slučaju korištenja iona 48 Ca za proizvodnju superteških elemenata u akceleratorima, jezgre tih elemenata formiraju se stotinama i tisućama puta učinkovitije nego kod korištenja drugih "projektila" (iona). Radioaktivni kalcij naširoko se koristi u biologiji i medicini kao indikator izotopa u proučavanju procesa metabolizma minerala u živom organizmu. Uz njegovu pomoć utvrđeno je da u tijelu postoji kontinuirana izmjena iona kalcija između plazme, mekih tkiva, pa čak i koštanog tkiva. 45Ca također je odigrao veliku ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u tlu iu proučavanju procesa apsorpcije kalcija u biljkama. Koristeći isti izotop, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije čelika i ultra čistog željeza spojevima kalcija tijekom procesa taljenja.

Sposobnost kalcija da veže kisik i dušik omogućila je njegovu upotrebu za pročišćavanje inertnih plinova i kao geter (Geter je tvar koja se koristi za apsorpciju plinova i stvaranje dubokog vakuuma u elektroničkim uređajima.) u vakuumskoj radio opremi.

Primjena kalcijevih spojeva

Neki umjetno proizvedeni spojevi kalcija postali su još poznatiji i uobičajeniji od vapnenca ili gipsa. Tako su stari graditelji koristili gašeni Ca(OH)2 i živo vapno CaO.

Cement je također spoj kalcija dobiven umjetnim putem. Prvo se peče mješavina gline ili pijeska i vapnenca kako bi se dobio klinker, koji se zatim melje u fini sivi prah. O cementu (ili bolje rečeno o cementima) možete puno pričati, ovo je tema samostalnog članka.

Isto vrijedi i za staklo, koje također obično sadrži element.

Kalcij hidrid

Zagrijavanjem kalcija u atmosferi vodika dobiva se CaH 2 (kalcijev hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) iu proizvodnji vodika na terenu.

Optički i laserski materijali

Kalcijev fluorid (fluorit) koristi se u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, leće, prizme) i kao laserski materijal. Kalcijev volframat (šeelit) u obliku monokristala koristi se u laserskoj tehnici, a također i kao scintilator.

Kalcijev karbid

Kalcijev karbid je tvar slučajno otkrivena tijekom testiranja novog dizajna peći. Donedavno se kalcijev karbid CaCl 2 uglavnom koristio za autogeno zavarivanje i rezanje metala. Kada karbid stupa u interakciju s vodom, nastaje acetilen, a izgaranje acetilena u struji kisika omogućuje postizanje temperature od gotovo 3000 °C. U posljednje vrijeme acetilen, a s njim i karbid, sve se manje koriste za zavarivanje, a sve više u kemijskoj industriji.

Kalcij kaokemijski izvor struje

Kalcij, kao i njegove legure s aluminijem i magnezijem, koriste se u pomoćnim toplinskim električnim baterijama kao anoda (na primjer, element kalcij-kromat). Kalcijev kromat se u takvim baterijama koristi kao katoda. Posebnost takvih baterija je izuzetno dug vijek trajanja (desetljećima) u prikladnom stanju, mogućnost rada u bilo kojim uvjetima (prostor, visoki pritisci), visoka specifična energija po težini i volumenu. Nedostatak: kratak vijek trajanja. Takve baterije se koriste tamo gdje je potrebno stvoriti kolosalnu električnu energiju za kratko vrijeme (balističke rakete, neke svemirske letjelice itd.).

Vatrootporni materijali izkalcij

Kalcijev oksid, kako u slobodnom obliku tako iu sastavu keramičkih smjesa, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala.

Lijekovi

Spojevi kalcija naširoko se koriste kao antihistaminici.

• Kalcijev klorid
• Kalcijev glukonat
• Kalcijev glicerofosfat

Osim toga, spojevi kalcija uključeni su u lijekove za prevenciju osteoporoze, u komplekse vitamina za trudnice i starije osobe.

Kalcij u ljudskom tijelu

Kalcij je čest makronutrijent u tijelu biljaka, životinja i ljudi. Kod ljudi i drugih kralježnjaka najveći dio nalazi se u kosturu i zubima u obliku fosfata. Kosturi većine skupina beskralježnjaka (spužve, koraljni polipi, mekušci itd.) sastoje se od raznih oblika kalcijeva karbonata (vapna). Potrebe za kalcijem ovise o dobi. Za odrasle je potreban dnevni unos od 800 do 1000 miligrama (mg), a za djecu od 600 do 900 mg, što je vrlo važno za djecu zbog intenzivnog rasta kostura. Većina kalcija koji ulazi u ljudsko tijelo s hranom nalazi se u mliječnim proizvodima; preostali kalcij dolazi iz mesa, ribe i nekih biljnih proizvoda (osobito mahunarki).

Aspirin, oksalna kiselina i derivati ​​estrogena ometaju apsorpciju kalcija. U kombinaciji s oksalnom kiselinom, kalcij proizvodi spojeve netopljive u vodi koji su sastavni dijelovi bubrežnih kamenaca.

Prevelike doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcijemiju, praćenu intenzivnom kalcifikacijom kostiju i tkiva (ponajviše zahvaćajući mokraćni sustav). Najveća dnevna sigurna doza za odraslu osobu je 1500 do 1800 miligrama.

Kalcij u tvrdoj vodi

Skup svojstava, definiranih jednom riječju "tvrdoća", daje vodi kalcijeve i magnezijeve soli otopljene u njoj. Tvrda voda je neprikladna za mnoge životne situacije. Stvara sloj kamenca u parnim kotlovima i kotlovskim instalacijama, otežava bojanje i pranje tkanina, ali je pogodan za izradu sapuna i pripremu emulzija u proizvodnji parfema. Stoga su ranije, kada su metode omekšavanja vode bile nesavršene, tvornice tekstila i parfema obično bile smještene u blizini izvora "meke" vode.

Pravi se razlika između privremene i trajne rigidnosti. Privremenu (ili karbonatnu) tvrdoću vodi daju topljivi hidrokarbonati Ca(HCO 3) 2 i Mg(HCO 3) 2. Može se ukloniti jednostavnim kuhanjem, pri čemu se bikarbonati pretvaraju u u vodi netopljive kalcijeve i magnezijeve karbonate.

Konstantnu tvrdoću stvaraju sulfati i kloridi istih metala. I to se može eliminirati, ali je to mnogo teže učiniti.

Zbroj obje tvrdoće čini ukupnu tvrdoću vode. Različito se cijeni u različitim zemljama. Tvrdoću vode uobičajeno je izražavati brojem miligramskih ekvivalenata kalcija i magnezija u jednoj litri vode. Ako je u litri vode manje od 4 mEq, tada se voda smatra mekom; kako im se koncentracija povećava, postaje sve oštriji i, ako sadržaj prelazi 12 jedinica, vrlo oštar.

Tvrdoća vode obično se određuje pomoću otopine sapuna. Ova otopina (određene koncentracije) dodaje se kap po kap u odmjerenu količinu vode. Sve dok u vodi ima iona Ca 2+ ili Mg 2+, oni će ometati stvaranje pjene. Na temelju utroška otopine sapuna prije pojave pjene izračunava se sadržaj Ca 2+ i Mg 2+ iona.

Zanimljivo je da se tvrdoća vode na sličan način određivala u starom Rimu. Kao reagens poslužilo je samo crno vino - njegove tvari za bojenje također stvaraju talog s ionima kalcija i magnezija.

Skladištenje kalcija

Metalni kalcij može se dugo skladištiti u komadima težine od 0,5 do 60 kg. Takvi se komadi pohranjuju u papirnate vrećice smještene u bačve od pocinčanog željeza s lemljenim i obojanim šavovima. Čvrsto zatvorene bačve stavljaju se u drvene sanduke. Komadi težine manje od 0,5 kg ne mogu se dugo skladištiti - brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.

Kalcij je vrlo čest u prirodi u obliku raznih spojeva. U zemljinoj kori nalazi se na petom mjestu s udjelom od 3,25%, a najčešće se nalazi u obliku vapnenca CaCO3, dolomita CaCO3*MgCO3, gipsa CaSO4*2H2O, fosforita Ca3(PO4)2 i fluorita CaF2, ne računajući značajne udio kalcija u sastavu silikatnih stijena. Morska voda sadrži prosječno 0,04% (težinski) kalcija

Fizikalna i kemijska svojstva kalcija

Kalcij je u podskupini zemnoalkalijskih metala II skupine periodnog sustava elemenata; redni broj 20, atomska težina 40,08, valencija 2, atomski volumen 25,9. Izotopi kalcija: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0,003%), 48 (0,185%). Elektronska struktura atoma kalcija: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Atomski radijus je 1,97 A, ionski radijus je 1,06 A. Do 300°, kristali kalcija imaju oblik kocke sa centriranim stranama i veličinom stranice od 5,53 A, iznad 450° imaju šesterokutni oblik. Specifična težina kalcija je 1,542, talište 851°, vrelište 1487°, toplina taljenja 2,23 kcal/mol, toplina isparavanja 36,58 kcal/mol. Atomski toplinski kapacitet čvrstog kalcija Cr = 5,24 + 3,50*10V-3 T za 298-673° K i Cp = 6,29+1,40*10V-3T za 673-1124° K; za tekući kalcij Cp = 7,63. Entropija krutog kalcija je 9,95 ± 1, plinovitog na 25° 37,00 ± 0,01.
Elastičnost pare čvrstog kalcija proučavao je Yu.A. Priselkov i A.N. Nesmeyanov, P. Douglas i D. Tomlin. Vrijednosti tlaka zasićene pare kalcija dane su u tablici. 1.

Što se tiče toplinske vodljivosti, kalcij se približava natriju i kaliju, na temperaturama od 20-100 ° koeficijent linearnog širenja je 25 * 10v-6, na 20 ° električni otpor je 3,43 μ ohm / cm3, od 0 do 100 ° temperaturni koeficijent električnog otpora je 0,0036. Elektrokemijski ekvivalent 0,74745 g/a*h. Kalcijeva vlačna čvrstoća 4,4 kg/mm2, tvrdoća po Brinellu 13, istezanje 53%, relativna kontrakcija 62%.
Kalcij ima srebrno-bijelu boju i sjaji kada se slomi. Na zraku je metal prekriven tankim plavkasto-sivim filmom nitrida, oksida i djelomično kalcijevog peroksida. Kalcij je fleksibilan i savitljiv; može se obrađivati ​​na tokarskom stroju, bušiti, rezati, piliti, prešati, izvlačiti itd. Što je metal čišći to je njegova rastezljivost veća.
U naponskom nizu kalcij se nalazi među najelektronegativnijim metalima, što objašnjava njegovu visoku kemijsku aktivnost. Na sobnoj temperaturi kalcij ne reagira sa suhim zrakom, na 300° i više intenzivno oksidira, a kod jakog zagrijavanja gori svijetlim narančasto-crvenkastim plamenom. U vlažnom zraku kalcij postupno oksidira, pretvarajući se u hidroksid; S hladnom vodom reagira relativno sporo, ali snažno istiskuje vodik iz vruće vode, stvarajući hidroksid.
Dušik reagira s kalcijem zamjetno na temperaturi od 300°, a vrlo intenzivno na 900° uz stvaranje nitrida Ca3N2. S vodikom pri temperaturi od 400° kalcij stvara hidrid CaH2. Kalcij se ne veže na suhe halogene, s izuzetkom fluora, na sobnoj temperaturi; na 400° i više dolazi do intenzivnog stvaranja halogenida.
Jaka sumporna (65-60° Be) i dušična kiselina slabo djeluju na čisti kalcij. Među vodenim otopinama mineralnih kiselina klorovodična kiselina je vrlo jaka, dušična je jaka, a sumporna je slaba. U koncentriranim otopinama NaOH i otopinama sode kalcij se gotovo ne uništava.

Primjena

Kalcij se sve više koristi u raznim industrijama. Nedavno je stekao veliku važnost kao redukcijsko sredstvo u pripremi niza metala. Čisti metalni uran dobiva se redukcijom uranovog fluorida metalnim kalcijem. Kalcij ili njegovi hidridi mogu se koristiti za redukciju titanovih oksida, kao i oksida cirkonija, torija, tantala, niobija i drugih rijetkih metala. Kalcij je dobar deoksidans i degazator u proizvodnji bakra, nikla, krom-nikal legura, specijalnih čelika, nikla i kositrene bronce; uklanja sumpor, fosfor i ugljik iz metala i legura.
Kalcij s bizmutom stvara vatrostalne spojeve, pa se koristi za pročišćavanje olova iz bizmuta.
Kalcij se dodaje raznim lakim legurama. Pomaže poboljšati površinu ingota, finu veličinu zrna i smanjiti oksidaciju. Široko se koriste legure za ležajeve koje sadrže kalcij. Olovne legure (0,04% Ca) mogu se koristiti za izradu plašta kabela.
Kalcij se koristi za dehidraciju alkohola i otapala za desulfurizaciju naftnih proizvoda. Za izradu visokokvalitetnog poroznog betona koriste se legure kalcija s cinkom ili s cinkom i magnezijem (70% Ca). Kalcij je dio antifrikcijskih legura (olovno-kalcijev babit).
Zbog sposobnosti vezanja kisika i dušika, kalcij ili legure kalcija s natrijem i drugim metalima koriste se za pročišćavanje plemenitih plinova i kao geter u vakuumskoj radio opremi. Kalcij se također koristi za proizvodnju hidrida, koji je izvor vodika u polju. S ugljikom, kalcij tvori kalcijev karbid CaC2, koji se u velikim količinama koristi za proizvodnju acetilena C2H2.

Povijest razvoja

Dewi je prvi dobio kalcij u obliku amalgama 1808. godine, koristeći elektrolizu vlažnog vapna sa živinom katodom. Godine 1852. Bunsen je elektrolizom klorovodične otopine kalcijevog klorida dobio amalgam s visokim sadržajem kalcija. Godine 1855. Bunsen i Matthiessen dobili su čisti kalcij elektrolizom CaCl2, a Moissan elektrolizom CaF2. Godine 1893. Borchers je značajno poboljšao elektrolizu kalcijevog klorida korištenjem katodnog hlađenja; Arndt je 1902. dobio elektrolizom metal koji je sadržavao 91,3% Ca. Ruff i Plata koristili su mješavinu CaCl2 i CaF2 za smanjenje temperature elektrolize; Borchers i Stockham dobili su spužvu na temperaturi nižoj od tališta kalcija.
Problem elektrolitičke proizvodnje kalcija riješili su Rathenau i Suter, predloživši metodu elektrolize s dodirnom katodom, koja je ubrzo postala industrijska. Bilo je mnogo prijedloga i pokušaja proizvodnje kalcijevih legura elektrolizom, posebice na tekućoj katodi. Prema F.O. Banzel, legure kalcija mogu se dobiti elektrolizom CaF2 uz dodatak soli ili fluoroksida drugih metala. Poulene i Melan pripremili su Ca-Al leguru na tekućoj aluminijskoj katodi; Kügelgen i Seward dobili su Ca-Zn slitinu na cinčanoj katodi. Proizvodnju legura Ca-Zn proučavali su 1913. W. Moldenhauer i J. Andersen, a pripremili su i legure Pb-Ca na olovnoj katodi. Koba, Simkins i Gire upotrijebili su elektrolizer s olovnom katodom od 2000 A i dobili su leguru s 2% Ca uz strujnu učinkovitost od 20%. I. Tselikov i V. Wasinger dodali su NaCl u elektrolit da bi dobili slitinu s natrijem; R.R. Syromyatnikov je miješao leguru i postigao 40-68% izlazne struje. Kalcijeve legure s olovom, cinkom i bakrom proizvode se elektrolizom u industrijskim razmjerima
Termička metoda proizvodnje kalcija izazvala je velik interes. Aluminotermnu redukciju oksida otkrio je 1865. H.H. Beketov. Godine 1877. Malet je otkrio interakciju mješavine kalcijevih, barijevih i stroncijevih oksida s aluminijem kada se zagrijavaju. Winkler je pokušao reducirati iste okside s magnezijem; Biltz i Wagner, redukcijom kalcijevog oksida aluminijem u vakuumu, dobili su niski prinos metala 1929. Gunz je postigao bolje rezultate. A.I. Voinitsky je 1938. reducirao kalcijev oksid u laboratoriju s legurama aluminija i silicija. Metoda je patentirana 1938. godine. Krajem Drugog svjetskog rata termalna metoda dobiva industrijsku primjenu.
Godine 1859. Caron je predložio metodu za proizvodnju natrijevih legura sa zemnoalkalijskim metalima djelovanjem metalnog natrija na njihove kloride. Ovom metodom dobiva se kalcij (i barin) u slitini s olovom. Prije Drugoga svjetskog rata u Njemačkoj i Frakciji odvijala se industrijska proizvodnja kalcija elektrolizom. U Bieterfeldu (Njemačka) u razdoblju od 1934. do 1939. godine godišnje se proizvodilo 5-10 tona kalcija iz uvoza, što je u razdoblju od 1920. do 1940. godine iznosilo 10-25 g. Od 1940., kada je prestao uvoz iz Francuske, Sjedinjene Države počele su same proizvoditi kalcij u značajnim količinama elektrolizom; potkraj rata počeli su dobivati ​​kalcij vakuumsko-termalnom metodom; prema S. Loomisu, proizvodnja je dosegla 4,5 tona dnevno. Prema Minerale Yarbooku, Dominium Magnesium u Kanadi proizveo je kalcij godišnje:

Nema podataka o razmjerima proizvodnje kalcija posljednjih godina.

17.12.2019

Serija Far Cry nastavlja oduševljavati svoje igrače stabilnošću. Nakon toliko vremena postaje jasno što trebate učiniti u ovoj igrici. Lov, preživljavanje, hvatanje...

16.12.2019

Prilikom izrade dizajna stambenog prostora posebnu pozornost treba posvetiti unutrašnjosti dnevne sobe - ona će postati središte vašeg "svemira"....

15.12.2019

Nemoguće je zamisliti gradnju kuće bez upotrebe skela. Takve se strukture također koriste u drugim područjima gospodarske djelatnosti. S...

14.12.2019

Zavarivanje se kao metoda trajnog spajanja metalnih proizvoda pojavilo prije nešto više od jednog stoljeća. U isto vrijeme, nemoguće je precijeniti njegovu važnost u ovom trenutku. U...

14.12.2019

Optimiziranje okolnog prostora iznimno je važno i za mala i za velika skladišta. Ovo uvelike pojednostavljuje rad i pruža...

13.12.2019

Metalne pločice su metalni krovni materijali. Površina limova je obložena polimernim materijalima i cinkom. Prirodne pločice imitiraju materijal...

13.12.2019

Oprema za testiranje naširoko se koristi u raznim područjima. Njegova kvaliteta mora biti besprijekorna. Za postizanje ovog cilja uređaji su opremljeni...

Kalcij- element 4. periode i PA skupine periodnog sustava, redni broj 20. Elektronska formula atoma [ 18 Ar]4s 2, oksidacijska stanja +2 i 0. Odnosi se na zemnoalkalijske metale. Ima nisku elektronegativnost (1,04) i pokazuje metalna (bazična) svojstva. Tvori (kao kation) brojne soli i binarne spojeve. Mnoge soli kalcija slabo su topive u vodi. U prirodi - šestiŠto se tiče kemijske zastupljenosti, element (treći među metalima) nalazi se u vezanom obliku. Vitalni element za sve organizme nadoknađuje se primjenom vapnenih gnojiva (CaC0 3, CaO, kalcijev cijanamid, CaCN 2 itd.). Kalcij, kalcijev kation i njegovi spojevi boje plamen plinskog plamenika tamnonarančasto ( kvalitativno otkrivanje).

Kalcij Ca

Srebrnobijeli metal, mekan, duktilan. Na vlažnom zraku blijedi i postaje prekriven filmom CaO i Ca(OH) 2. Vrlo reaktivan; pali se zagrijavanjem na zraku, reagira s vodikom, klorom, sumporom i grafitom:

Reducira druge metale iz njihovih oksida (industrijski važna metoda - kalcijtermija):

Priznanica kalcij u industrija:

Kalcij se koristi za uklanjanje nemetalnih nečistoća iz metalnih legura, kao sastavni dio lakih i antifrikcijskih legura te za odvajanje rijetkih metala od njihovih oksida.

Kalcijev oksid CaO

Bazični oksid. Tehnički naziv: živo vapno. Bijela, vrlo higroskopna. Ima ionsku strukturu Ca 2+ O 2- . Vatrostalan, toplinski stabilan, hlapljiv kad se zapali. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Snažno reagira s vodom (s visokim egzo- učinak), stvara jako alkalnu otopinu (moguć je talog hidroksida), proces koji se naziva gašenje vapna. Reagira s kiselinama, oksidima metala i nemetala. Koristi se za sintezu drugih kalcijevih spojeva, u proizvodnji Ca(OH) 2, CaC 2 i mineralnih gnojiva, kao topilo u metalurgiji, katalizator u organskoj sintezi, komponenta veziva u građevinarstvu.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica Sao u industriji— pečenje vapnenca (900-1200 °C):

CaCO3 = CaO + CO2

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2

Bazični hidroksid. Tehnički naziv je gašeno vapno. Bijela, higroskopna. Ima ionsku strukturu: Ca 2+ (OH -) 2. Raspada se pri umjerenom zagrijavanju. Upija vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo topljiv u hladnoj vodi (nastaje alkalna otopina), a još slabije topiv u kipućoj vodi. Bistra otopina (vapnena voda) brzo postaje mutna zbog taloženja hidroksidnog taloga (suspenzija se naziva vapneno mlijeko). Kvalitativna reakcija na ion Ca 2+ je prolazak ugljičnog dioksida kroz vapnenu vodu uz pojavu taloga CaCO 3 i njegov prijelaz u otopinu. Reagira s kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene. Koristi se u proizvodnji stakla, vapna za bijeljenje, vapnenih mineralnih gnojiva, za kaustizaciju sode i omekšavanje slatke vode, kao i za pripremu vapnenih žbuka - tijesta (pijesak + gašeno vapno + voda), a služi kao vezivo za zidanje kamenom i opekom, završnu obradu (žbukanje) zidova i druge građevinske svrhe. Stvrdnjavanje ("stvrdnjavanje") takvih otopina nastaje zbog apsorpcije ugljičnog dioksida iz zraka.