Кальций в природе (3,4% в Земной коре). Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кальций - двадцатый элемент Периодической таблицы. Обозначение - Ca от латинского «calcium». Расположен в четвертом периоде, IIА группе. Относится к металлам. Заряд ядра равен 20.

Кальций принадлежит к числу самых распространенных в природе элементов. В земной коре его содержится приблизительно 3% (масс.). Он встречается в виде многочисленных отложений известняков и мела, а также мрамора, которые представляют собой природные разновидности карбоната кальция CaCO 3 . В больших количествах встречаются также гипс CaSO 4 ×2H 2 O, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и, наконец, различные содержащие кальций силикаты.

В виде простого вещества кальций представляет собой ковкий, довольно твердый металл белого цвета (рис.1). На воздухе быстро покрывается слоем оксида, а при нагревании сгорает ярким красноватым пламенем. С холодной водой кальций реагирует сравнительно медленно, но из горячей воды быстро вытесняет водород, образуя гидроксид.

Рис. 1. Кальций. Внешний вид.

Атомная и молекулярная масса кальция

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии кальций существует в виде одноатомных молекул Ca, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 40,078.

Изотопы кальция

Известно, что в природе кальций может находиться в виде четырех стабильных изотопов 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, с явным преобладанием изотопа 40 Ca (99,97%). Их массовые числа равны 40, 42, 43, 44, 46 и 48 соответственно. Ядро атома изотопа кальция 40 Ca содержит двадцать протонов и двадцать нейтронов, а остальные изотопы отличаются от него только числом нейтронов.

Существуют искусственные изотопы кальция с массовыми числами от 34-х до 57-ми, среди которых наиболее стабильным является 41 Ca с периодом полураспада равным 102 тысячи лет.

Ионы кальция

На внешнем энергетическом уровне атома кальция имеется два электрона, которые являются валентными:

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

В результате химического взаимодействия кальций отдает свои валентные электроны, т.е. является их донором, и превращается в положительно заряженный ион:

Ca 0 -2e → Ca 2+ .

Молекула и атом кальция

В свободном состоянии кальций существует в виде одноатомных молекул Ca. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу кальция:

Сплавы кальция

Кальций служит легирующим компонентом некоторых свинцовых сплавов.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 →Ca(HCO 3) 2 .

Ответ

Растворив кальций в воде можно получить мутный раствор соединения известного под названием «известковое молоко» — гидроксида кальция: Ca+ 2H 2 O→ Ca(OH) 2 + H 2 . Пропустив через раствор гидроксида кальция углекислый газ получаем карбонат кальция: 2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Добавив к карбонату кальция воды и продолжая пропускать через данную смесь углекислый газ получаем гидрокарбонат кальция: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2 .

Электроотрицательность 1,00 (шкала Полинга) Электродный потенциал −2,76 Степени окисления 2 Энергия ионизации
(первый электрон) 589,4 (6,11) кДж /моль (эВ) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) 1,55 г/см³ Температура плавления 1112 К; 838,85 °C Температура кипения 1757 К; 1483,85 °C Уд. теплота плавления 9,20 кДж/моль Уд. теплота испарения 153,6 кДж/моль Молярная теплоёмкость 25,9 Дж/(K·моль) Молярный объём 29,9 см ³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки кубическая гранецентрированная Параметры решётки 5,580 Температура Дебая 230 Прочие характеристики Теплопроводность (300 K) (201) Вт/(м·К) Номер CAS 7440-70-2 Эмиссионный спектр

История и происхождение названия

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis ) - «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Гемфри Дэви , в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом . Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с на платиновой пластине, которая являлась анодом . Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую . В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть, Дэви получил металл , названный кальцием.

Изотопы

Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов : 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, среди которых наиболее распространённый - 40 Ca - составляет 96,97 %. Ядра кальция содержат магическое число протонов: Z = 20 . Изотопы 40
20 Ca20
и 48
20 Ca28
являются двумя из пяти существующих в природе дважды магических ядер .

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48 Ca, самый тяжёлый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада (4,39 ± 0,58)⋅10 19 лет .

В горных породах и минералах

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).

Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты , гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате - анортите Ca.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO 3 , ангидрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O и гипс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатиты Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломит MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость .

Осадочная порода, состоящая в основном из скрытокристаллического кальцита - известняк (одна из его разновидностей - мел). Под действием регионального метаморфизма известняк преобразуется в мрамор .

Миграция в земной коре

В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

C a C O 3 + H 2 O + C O 2 ⇄ C a (H C O 3) 2 ⇄ C a 2 + + 2 H C O 3 − {\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\rightleftarrows Ca(HCO_{3})_{2}\rightleftarrows Ca^{2+}+2HCO_{3}^{-}}}}

(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).

Огромную роль играет биогенная миграция.

В биосфере

Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, или, в другой записи, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO 3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция - около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение

Свободный металлический кальций получают электролизом расплава , состоящего из CaCl 2 (75-80 %) и KCl или из CaCl 2 и CaF 2 , а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170-1200 °C 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a {\displaystyle {\mathsf {4CaO+2Al\rightarrow CaAl_{2}O_{4}+3Ca}}}

Физические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях . До 443 °C устойчив α -Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм ), выше устойчив β -Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α -Fe (параметр a = 0,448 нм ). Стандартная энтальпия Δ H 0 {\displaystyle \Delta H^{0}} перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль .

При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника , но не становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является). При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше, чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное поведение кальция похоже во многом на стронций (то есть параллели в периодической системе сохраняются) .

Химические свойства

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода . Стандартный электродный потенциал пары Ca 2+ /Ca 0 −2,84 В , так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

C a + 2 H 2 O → C a (O H) 2 + H 2 . {\displaystyle {\mathsf {Ca+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+H_{2}\uparrow .}}}

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет вре́менную жёсткость воды. Вре́менной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО 3 . Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь .

Применение

Главное применение металлического кальция - это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудно восстанавливаемых металлов, таких, как хром , торий и уран . Сплавы кальция со свинцом применяются в некоторых видах аккумуляторных батарей и при производстве подшипников. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов. Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редкоземельных элементов .

Кальций широко применяется в металлургии для раскисления стали наряду с алюминием или в сочетании с ним. Внепечная обработка кальцийсодержащими проволоками занимает ведущее положение в связи с многофакторностью влияния кальция на физико-химическое состояние расплава, макро- и микроструктуры металла, качество и свойства металлопродукции и является неотъемлемой частью технологии производства стали . В современной металлургии для ввода в расплав кальция используется инжекционная проволока, представляющая из себя кальций (иногда силикокальций или алюмокальций) в виде порошка или прессованного металла в стальной оболочке. Наряду с раскислением (удалением растворенного в стали кислорода) использование кальция позволяет получить благоприятные по природе, составу и форме неметаллические включения, не разрушающиеся в ходе дальнейших технологических операций .

Изотоп 48 Ca - один из эффективных и употребительных материалов для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева . Это связано с тем, что кальций-48 является дважды магическим ядром , поэтому его устойчивость позволяет ему быть достаточно нейтроноизбыточным для лёгкого ядра; при синтезе сверхтяжёлых ядер необходим избыток нейтронов.

Биологическая роль

Концентрация кальция в крови из-за её важности для большого числа жизненно важных процессов точно регулируется, и при правильном питании и достаточном потреблении обезжиренных молочных продуктов и витамина D дефицита не возникает. Длительный дефицит кальция и/или витамина D в диете приводит к увеличению риска остеопороза , а в младенчестве вызывает рахит .

Примечания

1. Твёрдость по Бринеллю 200-300 МПа
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85 , no. 5 . - P. 1047-1078 . - DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
3. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. - Москва: Советская энциклопедия, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с. - 100 000 экз.
4. Riley J.P. and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
5. Pritychenko B. Systematics of Evaluated Half-lives of Double-beta Decay // Nuclear Data Sheets. - 2014. - Июнь (т. 120 ). - С. 102-105 . - ISSN 0090-3752 . - DOI :10.1016/j.nds.2014.07.018 . [исправить]
6. Pritychenko B. List of Adopted Double Beta (ββ) Decay Values (неопр.) . National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Проверено 6 декабря 2015.
7. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др. - 2-е изд., испр. - М.-Л.: Химия, 1966. - Т. 1. - 1072 с.
8. Газета. Ру: Элементы под давлением
9. Кальций // Большая советская энциклопедия : [в 30 т.] / гл. ред. А. М. Прохоров . - 3-е изд. - М. : Советская энциклопедия, 1969-1978.
10. Дюдкин Д. А., Кисиленко В. В. Влияние различных факторов на усвоение кальция из порошковой проволоки с комплексным наполнителем СК40 (рус.) // Электрометаллургия: журнал. - 2009. - Май (№ 5 ). - С. 2-6 .
11. Михайлов Г. Г., Чернова Л. А. Термодинамический анализ процессов раскисления стали кальцием и алюминием (рус.) // Электрометаллургия: журнал. - 2008. - Март (№ 3 ). - С. 6-8 .
12. Shell Model of Nucleus
13. Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D and Calcium; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, editors (2011).

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.

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(AlO 2) 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 = CaB 6 или Ca + P => Ca 3 P 2 (а также CaP или CaP 5)
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 CaCO 3 - 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: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2 . Обратный процесс приводит к появлению отложений карбоната кальция, в частности таких образований, как сталактиты и сталагмиты
Встречается в природе также в составе доломита CaCO 3 *MgCO 3

Сульфат кальция CaSO 4 - вещество белого цвета, в природе CaSO 4 *2H 2 O ("гипс", "селенит"). Последний при осторожном нагревании (180 С) переходит в CaSO 4 *0,5H 2 O ("жжёный гипс", "алебастр") - белый порошок, при замешивании с водой снова образующий CaSO 4 *2H 2 O в виде твердого, достаточно прочного материала. Мало растворим в воде, в избытке серной кислоты способен растворяться, образуя гидросульфат.

Фосфат кальция Ca 3 (PO 4) 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 Са 5 3 Y, 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 CaF 2 - (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 CaCl 2 - бесцв. крист. в-во хорошо р-римое в воде. Образует кристаллогидрат CaCl 2 *6H 2 O. Безводный ("плавленый") хлорид кальция - хороший осушитель.

Нитрат кальция Ca(NO 3) 2 - ("кальциевая селитра") бесцв. крист. в-во хорошо р-римое в воде. Составная часть пиротехнических составов, придающее пламени красно-оранжевый цвет.

Карбид кальция CaС 2 - реагирует с водой, к-тами образуя ацетилен, напр.: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + 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, . 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.).

Кальций один из макроэлементов в составе живых организмов, образуя соединения необходимые для построения как внутреннего скелета позвоночных животных, так и внешнего многих беспозвоночных, скорлупу яиц. Ионы кальция также участвуют в регуляции внутриклеточных процессов, обуславливают свертываемость крови. Нехватка кальция в детском возрасте приводит к рахиту, в пожилом - к остеопорозу. Источником кальция служат молочные продукты, гречка, орехи, а его усвоению способствует витамин D. При нехватке кальция используются различные препараты: кальцекс, раствор хлорида кальция, глюконат кальция и др.
Массовая доля кальция в организме человека 1,4-1,7%, суточная потребность 1-1,3 г (в зависимости от возраста). Избыточное потребление кальция может привести к гиперкальцемии - отложению его соединений во внутренних органах, образованию тромбов в кровеносных сосудах. Источники:
Кальций (элемент) // Википедия. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Кальций (дата обращения: 3.01.2014).
Популярная библиотека химических элементов: Кальций. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.01.2014).

Кальций

КА́ЛЬЦИЙ -я; м. [от лат. calx (calcis) - известь] Химический элемент (Ca), металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняков, мрамора и др.

◁ Ка́льциевый, -ая, -ое. К-ые соли.

ка́льций

(лат. Calcium), химическая элемент II группы периодической системы, относится к щёлочноземельным металлам. Название от лат. calx, родительный падеж calcis - известь. Серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см 3 , t пл 842ºC. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. По распространённости в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения калькия применяют в строительстве (известь, цемент), препараты кальция - в медицине.

КАЛЬЦИЙ

КА́ЛЬЦИЙ (лат. Calcium), Ca (читается «кальций»), химический элемент с атомным номером 20, расположен в четвертом периоде в группе IIА периодической системы элементов Менделеева; атомная масса 40,08. Относится к числу щелочноземельных элементов (см. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ) .
Природный кальций состоит из смеси нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 40 (в смеси по массе 96,94 %), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) и 46 (0,003%). Конфигурация внешнего электронного слоя 4s 2 . Практически во всех соединениях степень окисления кальция +2 (валентность II).
Радиус нейтрального атома кальция 0,1974 нм, радиус иона Cа 2+ от 0,114 нм (для координационного числа 6) до 0,148 нм (для координационного числа 12). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома кальция равны, соответственно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 и 84,5 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность кальция около 1,0. В свободном виде кальций - серебристо-белый металл.
История открытия
Соединения кальция встречаются в природе повсеместно, поэтому человечество знакомо с ними с древнейших времен. Издавна в строительном деле находила применение известь (см. ИЗВЕСТЬ) (негашеная и гашеная), которую долгое время считали простым веществом, «землей». Однако в 1808 английский ученый Г. Дэви (см. ДЭВИ Гемфри) сумел получить из извести новый металл. Для этого Дэви подверг электролизу смесь слегка увлажненной гашеной извести с окисью ртути и выделил из образующейся на ртутном катоде амальгамы новый металл, который он назвал кальцием (от лат. calx, род. падеж calcis - известь). В России некоторое время этот металл называли «известковием».
Нахождение в природе
Кальций - один из наиболее распространенных на Земле элементов. На его долю приходится 3,38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов (см. СИЛИКАТЫ) и алюмосиликатов (см. АЛЮМОСИЛИКАТЫ) различных горных пород (граниты (см. ГРАНИТ) , гнейсы (см. ГНЕЙС) и т. п.). В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (см. КАЛЬЦИТ) (CaCO 3). Кристаллическая форма кальцита - мрамор - встречается в природе гораздо реже.
Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк (см. ИЗВЕСТНЯК) СaCO 3 , ангидрит (см. АНГИДРИТ) CaSO 4 и гипс (см. ГИПС) CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит (см. ФЛЮОРИТ) CaF 2 , апатиты (см. АПАТИТЫ) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломит (см. ДОЛОМИТ) MgCO 3 ·СaCO 3 . Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость (см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ) . Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH), или, в другой записи, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO 3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.
Получение
Металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl 2 (75-80%) и KCl или из CaCl 2 и CaF 2 , а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Физические и химические свойства
Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях (см. Аллотропия (см. АЛЛОТРОПИЯ) ). До 443 °C устойчив a-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив b-Ca с кубической объемно центрированной решеткой типа a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавления кальция 839 °C, температура кипения 1484 °C, плотность 1,55 г/см 3 .
Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина.
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca 2+ /Ca 0 –2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой:
Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 .
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О 2 = 2СаО; Са + Br 2 = CaBr 2 .
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:
Са + Н 2 = СаН 2 (гидрид кальция),
Ca + 6B = CaB 6 (борид кальция),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (нитрид кальция)
Са + 2С = СаС 2 (карбид кальция)
3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР 5 ;
2Ca + Si = Ca 2 Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca 3 Si 4 и CaSi 2 .
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (т. е. эти реакции - экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2 ,
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NН 3 .
Оксид кальция - типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:
CaCO 3 = CaO + CO 2 .
Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.
Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН) 2 и выделением большого количества теплоты:
CaО + Н 2 О = Ca(ОН) 2 .
Полученный таким способом Ca(ОН) 2 обычно называют гашеной известью или известковым молоком (см. ИЗВЕСТКОВОЕ МОЛОКО) из-за того, что растворимость гидроксида кальция в воде невелика (0,02 моль/л при 20°C), и при внесении его в воду образуется белая суспензия.
При взаимодействии с кислотными оксидами CaO образует соли, например:
CaО +СО 2 = СаСО 3 ; СаО + SO 3 = CaSO 4 .
Ион Ca 2+ бесцветен. При внесении в пламя солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Такие соли кальция, как хлорид CaCl 2 , бромид CaBr 2 , иодид CaI 2 и нитрат Ca(NO 3) 2 , хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , средний ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 О 4 и некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что в отличие от среднего карбоната кальция СаСО 3 кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО 3) 2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .
В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.
Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы (см. Карст (см. КАРСТ (явление природы)) ), а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты (см. СТАЛАКТИТЫ (минеральные образования)) и сталагмиты (см. СТАЛАГМИТЫ) .
Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жесткость воды (см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ) . Временной ее называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО 3 . Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.
Применение кальция и его соединений
Металлический кальций применяют для металлотермического получения урана (см. УРАН (химический элемент)) , тория (см. ТОРИЙ) , титана (см. ТИТАН (химический элемент)) , циркония (см. ЦИРКОНИЙ) , цезия (см. ЦЕЗИЙ) и рубидия (см. РУБИДИЙ) .
Природные соединения кальция широко используют в производстве вяжущих материалов (цемент (см. ЦЕМЕНТ) , гипс (см. ГИПС) , известь и др.). Связывающее действие гашеной извести основано на том, что с течением времени гидроксид кальция реагирует с углекислым газом воздуха. В результате протекающей реакции образуются игольчатые кристаллы кальцита СаСО з, которые прорастают в расположенные рядом камни, кирпичи, другие строительные материалы и как бы сваривают их в единое целое. Кристаллический карбонат кальция - мрамор - прекрасный отделочный материал. Мел используют для побелки. Большие количества известняка расходуются при производстве чугуна, так как позволяют перевести тугоплавкие примеси железной руды (например, кварц SiO 2) в сравнительно легкоплавкие шлаки.
В качестве дезинфицирующего средства очень эффективна хлорная известь (см. ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ) - «хлорка» Ca(OCl)Cl - смешанный хлорид и гипохлорид кальция (см. КАЛЬЦИЯ ГИПОХЛОРИТ) , обладающий высокой окислительной способностью.
Широко применяется и сульфат кальция, существующий как в виде безводного соединения, так и в виде кристаллогидратов - так называемого «полуводного» сульфата - алебастра (см. АЛЕВИЗ ФРЯЗИН (Миланец)) CaSO 4 ·0,5H 2 O и двухводного сульфата - гипса CaSO 4 ·2H 2 O. Гипс широко используют в строительстве, в скульптуре, для изготовления лепнины и различных художественных изделий. Применяют гипс и в медицине для фиксации костей при переломах.
Хлорид кальция CaCl 2 используют наряду с поваренной солью для борьбы с оледенением дорожных покрытий. Фторид кальция СаF 2 - прекрасный оптический материал.
Кальций в организме
Кальций - биогенный элемент (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) , постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции. В составе апатита (см. АПАТИТ) , а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани. В организме человека массой 70 кг содержится около 1 кг кальция. Кальций участвует в работе ионных каналов (см. ИОННЫЕ КАНАЛЫ) , осуществляющих транспорт веществ через биологические мембраны, в передаче нервного импульса (см. НЕРВНЫЙ ИМПУЛЬС) , в процессах свертывания крови (см. СВЕРТЫВАНИЕ КРОВИ) и оплодотворения. Регулируют обмен кальция в организме кальциферолы (см. КАЛЬЦИФЕРОЛЫ) (витамин D). Недостаток или избыток кальция приводит к различным заболеваниям - рахиту (см. РАХИТ) , кальцинозу (см. КАЛЬЦИНОЗ) и др. Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция (800-1500 мг кальция в сутки). Содержание кальция высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко), в некоторых овощах и других продуктах питания. Препараты кальция широко используются в медицине.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

История кальция

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.

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).

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.

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.

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.

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 , который имеет свойство облегчать процесс усвоения кальция. При приёме кальция (в виде добавок) в процессе еды происходит блокировка всасывания , но приём препаратов кальция отдельно от пищи никак не влияет на этот процесс.

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 .

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.

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.

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 ).