КАЛЬЦІЙ: ВЛАСТИВОСТІ, СТРУКТУРА, ОДЕРЖАННЯ, ВИКОРИСТАННЯ - ХІМІЯ - 2025

Кальцію є лужно - земельну метал , належить до 2 (г Becambara) групи періодичної таблиці. Цей метал займає п’яте місце за величиною серед елементів, присутніх у земній корі; за залізом та алюмінієм. Він представлений хімічним символом Са, а його атомний номер - 20.

Кальцій становить 3,64% земної кори і є найпоширенішим металом в організмі людини, що становить 2% його ваги. Він не вільний за своєю природою; але він входить до складу численних мінералів та хімічних сполук.

Металевий кальцій високої чистоти зберігається в мінеральному маслі, щоб захистити його від кисню та вологи. Джерело: 2 × 910

Наприклад, він міститься в мінеральному кальциті, який в свою чергу є частиною вапняку. Карбонат кальцію присутній у землі у вигляді мармуру, доломіту, яєчної шкаралупи, коралів, перлів, сталактитів, сталагмітів, а також у раковинах багатьох морських тварин чи равликів.

Крім того, кальцій входить до складу інших мінералів, таких як гіпс, ангідрит, фторит та апатит. Тож не дивно, що це синонім кісток на культурному рівні.

При впливі повітря кальцій покривається жовтуватим покриттям, продуктом суміші оксиду кальцію, нітриду та гідроксиду. Однак свіжозрізана поверхня блискуча, сріблясто-білувата. Він м'який з твердістю за шкалою Мооса 1,75.

Кальцій виконує численні функції у живих істот, серед них він входить до складу сполук, що визначають структуру та функціонування кісткової системи; він втручається в каскад згортання шляхом активації декількох факторів згортання, ідентифікованих як фактор IV.

Крім того, кальцій бере участь у скороченні м’язів, що дозволяє об'єднати скоротливі білки (актин та міозин); і сприяє вивільненню деяких нейромедіаторів, у тому числі ацетилхоліну.

Хімічно він майже завжди бере участь у своїх органічних або неорганічних сполуках, таких як двовалентний катіон Са ²⁺ . Це один з катіонів з найвищим координаційним числом, тобто може взаємодіяти з декількома молекулами або іонами одночасно.

Історія

У давнину

Такі сполуки кальцію, як вапно (CaO) або гіпс (CaSO ₄ ), люди використовуються тисячоліттями, ігноруючи їх хімічну структуру. Вапно як будівельний матеріал і штукатурка для виготовлення скульптур використовували 7000 років до н

У Месопотамії було знайдено вапняну піч, яку застосовували 2500 р. До н.е. У найближчий період часу гіпс використовувався під час будівництва Великої піраміди в Гізі.

Ідентифікація та ізоляція

Джозеф Блек (1755) пояснив, що вапно легше, ніж вапняк (карбонат кальцію), який дає йому походження. Це тому, що він втрачає вуглекислий газ при нагріванні.

Антуан Лавузер (1787) зробив висновок, що вапно повинно бути оксидом невідомого хімічного елемента.

Сер Хамфрі Деві (1808) саме в той рік, коли він виявив бор, зробив те саме з кальцієм, використовуючи техніку електролізу, яку застосовували Джакар Берцеліус і Магнус Мартін.

Деві виділяв кальцій і магній, використовуючи ту ж експериментальну конструкцію. Він змішував оксид кальцію з оксидом ртуті (II) на платиновій пластині, використовуваній як анод (+), а катод (-) - платиновий дріт, частково занурений у ртуть.

Електроліз утворював амальгаму з кальцію та ртуті. Для очищення кальцію амальгаму піддавали перегонці. Однак чистого кальцію не отримували.

Властивості

Фізичний опис

Сріблясто-білуватий метал, змінюється на сірувато-білий при впливі повітря. У вологому повітрі він приймає каламутну синьо-сіру. Твердий або сухий порошок. Кристалічна структура зосереджена на обличчі.

Атомна вага

40.078 г / моль.

Точка плавлення

842 ° С.

Точка кипіння

1,484 ° С.

Щільність

-1,55 г / см ³ при кімнатній температурі.

-1,378 г / см ³ у рідкому стані при температурі плавлення.

Тепло синтезу

8,54 кДж / моль.

Тепло випаровування

154,7 кДж / моль.

Молярна калорійність

25,929 Дж / (моль · К).

Питома калорійність

0,63 Дж / гК

Електронегативність

1,0 за шкалою Полінга

Енергія іонізації

-Перша іонізація 589,8 кДж / моль

-Друга іонізація 1,145 кДж / моль

-Трета іонізація 4,912 кДж / моль

-Четверта іонізація 6,490,57 кДж / моль і є ще 4 енергії іонізації.

Атомне радіо

197 вечора

Ковалентний радіус

176 ± 10 вечора

Теплове розширення

22,3 мкм / м · К при 20 ° С.

Теплопровідність

201 Вт / м К

Електричний опір

336 нОм · м при 20 ° С.

Твердість

1,75 за шкалою Мооса.

Ізотопи

Кальцій має 6 природних ізотопів: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca і ⁴⁸ Ca, і 19 радіоактивних синтетичних ізотопів. Найбільш поширені ізотопи - ⁴⁰ Са (96,94%), ⁴⁴ Са (2,086%) і ⁴² Са (0,647%).

Реактивність

Кальцій спонтанно реагує з водою, утворюючи гідроксид кальцію та газ водню. Реагує з киснем та азотом у повітрі, утворюючи відповідно оксид кальцію та нітрид кальцію. При розщепленні вона мимовільно горить на повітрі.

При нагріванні кальцію він реагує з воднем, утворюючи галогенід. Він також реагує з усіма галогенами, утворюючи галогеніди. Він також реагує з бором, сіркою, вуглецем та фосфором.

Будова та електронна конфігурація кальцію

Атоми кальцію приєднуються металевими зв’язками, сприяючи їх двом валентним електронам припливу електронів. Таким чином, взаємодія між атомами Са та отриманими електронними смугами закінчується визначенням кристала з кутовою структурою, орієнтованою на обличчя (куб. Ccc, іспанською мовою; або fcc, англійською мовою, для кубічного центру)

Якщо цей кристал кальцію кальцію нагріти до температури близько 450 ° C, він переходить у фазу hcp (компактний шестикутний або найближчий запакований шестикутний). Іншими словами, структура стає щільнішою, ніби рух електронів і коливання атомів скорочують відстань, яка їх розділяє.

Атом кальцію має таку електронну конфігурацію:

4s ²

Що пояснило б, що два валентних електрона для цього металу надходять із його зовнішньої орбіталі 4с. Коли він їх втрачає, ^{утворюється} двовалентний катіон Са ²⁺ , ізоелектронний до аргону благородного газу; тобто і Ar, і Ca ²⁺ мають однакову кількість електронів.

Саме 4-орбіталі кальцію поєднуються для встановлення валентної зони цих кристалів. Те саме відбувається з порожніми орбіталями 4p, які встановлюють смугу провідності.

Отримання

Кальцій виробляється комерційно електролізом розплавленого хлориду кальцію. Наступні реакції виникають на електродах:

На аноді: 2Cl ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Кальцій відкладається у вигляді металу на катоді шляхом захоплення електронів з іонного кальцію.

На катоді: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (s)

У невеликих масштабах кальцій можна отримувати за рахунок відновлення оксиду кальцію з алюмінієм або хлориду кальцію з металевим натрієм.

6 СаО + 2 Al => 3 Са + Са ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Са + NaCl

Програми

Елементарний кальцій

Кальцій використовується як добавка при виробництві скляних цибулин, його додають до колби на початковій стадії виготовлення. Його також додають в кінці, щоб він поєднувався з газами, що залишилися всередині колби.

Він використовується як дезінтегратор при виробництві металів, таких як мідь і сталь. Сплав кальцію і цезію використовується в обрешітках запальничок для створення іскор. Кальцій є відновлювачем, але він також має розкислювальну та дезоксидаційну дію.

Кальцій застосовується при приготуванні металів, таких як хром, торій, уран, цирконій та інші з їх оксидів. Застосовується як легуючий засіб для алюмінію, міді, свинцю, магнію та інших основних металів; і як розкислювач для деяких високотемпературних сплавів.

Кальцій у сплаві зі свинцем (0,04%) служить оболонкою для телефонних кабелів. Він використовується в сплаві з магнієм в ортопедичних імплантатах для продовження їх життя.

Кальцію карбонат

Це наповнюючий матеріал у кераміці, склі, пластмасі та фарбах, а також сировиною для виробництва вапна. Синтетичний карбонат високої чистоти використовується медикаментозно як антацидні та дієтичні добавки кальцію. Його також використовують як добавку в їжу.

Оксид кальцію

Оксид кальцію використовується в будівельній промисловості, застосовується при обшивці стін. Він також включений в бетон. У 19 столітті блоки оксиду кальцію спалювали для освітлення сцен інтенсивним білим світлом.

Вапно (знову ж, оксид кальцію) використовується для видалення небажаних компонентів, таких як діоксид кремнію (SiO ₂ ), присутній у залізному матеріалі зі сталі. Продуктом реакції є силікат кальцію (CaSiO ₃ ), який називається "шлаком".

Вапно поєднується з водою, утворюючи гідроксид кальцію; Ця сполука флокулює і тоне, перетягуючи домішки на дно резервуарів.

Внутрішня частина димоходів облицьована вапном для усунення випарів з заводів. Наприклад, він захоплює діоксид сірки (SO ₂ ), який сприяє кислотному дощу, і перетворює його в сульфіт кальцію (CaSO ₃ ).

Хлорид кальцію

Хлорид кальцію використовується для контролю льоду на дорогах; кондиціонер для помідорів, присутніх у консервах; виробництво кузовів автомобілів та вантажних автомобілів.

Сульфат кальцію

Він зазвичай представлений як CaSO ₄ · 2H ₂ O (гіпс), використовуючи його як кондиціонер для ґрунту. Кальцинований гіпс використовується при виготовленні плитки, дощок, планок. Його також використовують для іммобілізації переломів кісток.

Фосфати кальцію

Фосфати кальцію в природі містяться в різних формах і використовуються як добрива. Кислу кальцієву сіль (CaH ₂ PO ₄ ) використовують як добриво та стабілізатор для пластмас. Фосфат кальцію міститься у складі кісткової тканини, особливо як гідроксиапатит.

Інші сполуки кальцію

Існують численні сполуки кальцію з різним застосуванням. Наприклад, карбід кальцію використовується для отримання ацетилену, який використовується у зварювальних пальниках. Альгінат кальцію використовується як загусник в харчових продуктах, таких як морозиво.

Гіпохлорит кальцію застосовують як відбілюючий засіб, дезодорант, фунгіцид та водорості.

Перманганат кальцію - це ракетно-ракетна рідина. Також використовується як водоочисний засіб, так і у текстильному виробництві.

Біологічна функція

Кальцій виконує численні функції у живих істот:

-Втручається в каскад згортання як фактор IV.

-Це необхідно для активації декількох факторів згортання, включаючи тромбін.

-У скелетних м’язах кальцій вивільняє гальмівну дію білкової системи на скорочення м'язів, дозволяючи утворювати актино-міозинові мости, що викликає скорочення.

-Стабілізує іонні канали збудливих клітин. При гіпокальціємії активізуються натрієві канали, що призводить до надходження натрію в клітини, і може утворюватися стійке скорочення (тетанія), яке може бути смертельним.

-Крім того, кальцій сприяє вивільненню нейромедіатора ацетилхоліну на пресинаптичних терміналах.

Ризики та запобіжні заходи

Екзотермічно реагує з водою. Тому він може завдати серйозної травми ротовій порожнині, стравоходу або шлунку після прийому всередину.

Працівники піддаються цьому ризику в місцях, де виробляється елемент кальцію або в тих місцях, де застосовується метал. Заходи безпеки полягають у захисті себе масками, які уникають дихання пилу, одягу та належної вентиляції.

Гіперкальціємія надзвичайно небезпечна і може бути викликана головним чином надмірною секрецією паратиреоїдного гормону або надмірним прийомом вітаміну D. Надмірне споживання кальцію, наприклад більше 2,5 г / добу, рідко є причиною гіперкальціємії .

Надлишок кальцію накопичується в нирках, спричиняючи камені в нирках та нефроз нирок. Крім того, накопичення кальцію в стінках кровоносних судин змінює їх еластичність, що може бути причиною гіпертонії, уповільнення кровотоку та тромбозу.

Основна обережність - включення калькемії до складу лабораторних досліджень, коли лікар спостерігає за характеристиками пацієнта симптомами, які змушують його підозрювати гіперкальціємію та розпочати відповідне лікування.

Список літератури

1. У. Халл. (1921). Кристалічна структура кальцію. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Вікіпедія. (2019). Кальцій. Відновлено з: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Кальцій. Хімія пояснена. Відновлено з: chemistryexplained.com
4. Тимофій П. Гануса. (11 січня 2019 р.). Кальцій. Encyclopædia Britannica. Відновлено: britannica.com
5. Національний центр інформації про біотехнології. (2019). Кальцій. PubChem База даних. CID = 5460341. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Кальцій: основні речовини. Відновлено з: webelements.com