Calcium chemische eigenschappen reactie. Calciumsamenvatting over chemie gratis downloaden toepassingsrol toxicologie eigenschappen van het lichaam oplossingen metaalproductie elektrolyse elementverbindingen chemisch elektron Weefsel ijzer bloed substantie methoden zuur se

Geschiedenis van calcium

Calcium werd in 1808 ontdekt door Humphry Davy, die door elektrolyse van gebluste kalk en kwikoxide calciumamalgaam verkreeg als resultaat van het proces van het destilleren van kwik waaruit het metaal achterbleef, genaamd calcium. In Latijns limoen klinkt als calx, het was deze naam die door de Engelse chemicus werd gekozen voor de ontdekte stof.

Calcium is een element van de hoofdsubgroep II van groep IV van het periodiek systeem van chemische elementen D.I. Mendelejev heeft een atoomnummer van 20 en een atoommassa van 40,08. De geaccepteerde aanduiding is Ca (van het Latijnse - Calcium).

Fysische en chemische eigenschappen

Calcium is een reactief zacht alkalimetaal met een zilverwitte kleur. Door interactie met zuurstof en kooldioxide het oppervlak van het metaal wordt dof, dus calcium heeft een speciaal opslagregime nodig - een goed gesloten container waarin het metaal in een laag wordt gegoten vloeibare paraffine of kerosine.

Calcium is het bekendste micro-element dat nodig is voor de mens. dagelijkse behoefte het bevat 700 tot 1500 mg voor een gezonde volwassene, maar het neemt toe tijdens de zwangerschap en borstvoeding, hiermee moet rekening worden gehouden en calcium wordt verkregen in de vorm van preparaten.

In de natuur zijn

Calcium heeft een zeer hoge chemische activiteit en wordt daarom in zijn vrije (pure) vorm niet in de natuur aangetroffen. Het is echter de vijfde meest voorkomende in de aardkorst; het wordt aangetroffen in de vorm van verbindingen in sedimentair (kalksteen, krijt) en gesteenten (graniet, bevat veel calcium);

Het is vrij wijdverspreid in levende organismen; de aanwezigheid ervan is aangetroffen in planten, dieren en mensen, waar het voornamelijk aanwezig is in tanden en botweefsel.

Calciumabsorptie

Een obstakel voor de normale opname van calcium uit etenswaren is de consumptie van koolhydraten in de vorm van snoep en alkaliën, die het zoutzuur van de maag neutraliseren, noodzakelijk voor het oplossen van calcium. Het proces van calciumabsorptie is behoorlijk complex, dus soms is het niet voldoende om het alleen uit voedsel te halen; extra inname van het micro-element is noodzakelijk.

Interactie met anderen

Om de opname van calcium in de darm te verbeteren, is het noodzakelijk, wat het proces van calciumabsorptie neigt te vergemakkelijken. Als je calcium (in de vorm van supplementen) tijdens de maaltijd inneemt, wordt de opname geblokkeerd, maar het innemen van calciumsupplementen los van de voeding heeft op geen enkele manier invloed op dit proces.

Bijna al het calcium van het lichaam (van 1 tot 1,5 kg) wordt aangetroffen in botten en tanden. Calcium is betrokken bij de processen van prikkelbaarheid van zenuwweefsel, spiercontractiliteit, bloedstollingsprocessen, maakt deel uit van de kern en membranen van cellen, cel- en weefselvloeistoffen, heeft anti-allergische en ontstekingsremmende effecten, voorkomt acidose en activeert een aantal enzymen en hormonen. Calcium is ook betrokken bij de regulatie van de permeabiliteit van celmembranen en heeft het tegenovergestelde effect.

Tekenen van calciumtekort

Tekenen van calciumgebrek in het lichaam zijn de volgende, op het eerste gezicht niet-gerelateerde symptomen:

• nervositeit, verslechtering van de stemming;
• hartpalmus;
• convulsies, gevoelloosheid van ledematen;
• vertraging van de groei en kinderen;
• hoge bloeddruk;
• splijten en broosheid van nagels;
• gewrichtspijn, waardoor de “pijndrempel” wordt verlaagd;
• zware menstruatie.

Oorzaken van calciumtekort

Oorzaken van een calciumtekort kunnen onevenwichtige diëten zijn (vooral vasten), lage inhoud calcium in voedsel, roken en verslaving aan koffie en cafeïnehoudende dranken, dysbacteriose, nierziekte, schildklier, zwangerschap, borstvoeding en menopauze.

Overtollig calcium, wat kan optreden bij overmatige consumptie zuivelproducten of ongecontroleerd gebruik van medicijnen, wordt gekenmerkt door ernstige dorst, misselijkheid, braken, verlies van eetlust, zwakte en vaker plassen.

Gebruik van calcium in het leven

Calcium heeft toepassing gevonden bij de metallotherme productie van uranium, in de vorm van natuurlijke verbindingen wordt het gebruikt als grondstof voor de productie van gips en cement, als desinfectiemiddel (bekende bleekmiddel).

Calciumverbindingen.

Sao– calciumoxide of ongebluste kalk, verkregen door de ontbinding van kalksteen: CaCO 3 = CaO + CO 2 is een oxide van een aardalkalimetaal en reageert dus actief met water: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – calciumhydroxide of gebluste kalk, daarom wordt de reactie CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 het blussen van kalk genoemd. Als de oplossing wordt gefilterd, is het resultaat kalkwater - dit is een alkalische oplossing, dus het verandert de kleur van fenolftaleïne in karmozijnrood.

Gebluste kalk wordt veel gebruikt in de bouw. Het mengsel met zand en water is een goed bindmateriaal. Onder invloed van kooldioxide hardt het mengsel Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O uit.

Tegelijkertijd verandert een deel van het zand en het mengsel in silicaat Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

De vergelijkingen Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O en CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 spelen een grote rol in de natuur en bij het vormgeven van het uiterlijk van onze planeet. Kooldioxide in de vorm van een beeldhouwer en architect creëert ondergrondse paleizen in de lagen van carbonaatgesteenten. Het is in staat honderden en duizenden tonnen kalksteen ondergronds te verplaatsen. Door scheuren in rotsen komt water dat daarin opgelost koolstofdioxide bevat de kalksteenlaag binnen en vormt holtes - caster-grotten. Calciumbicarbonaat bestaat alleen in oplossing. Grondwater beweegt in de aardkorst en verdampt water onder geschikte omstandigheden: Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO2 , Dit is hoe stalactieten en stalagmieten worden gevormd, waarvan het formatieschema werd voorgesteld door de beroemde geochemicus A.E. Fersman. Er zijn veel castrumgrotten op de Krim. De wetenschap bestudeert ze speleologie.

Calciumcarbonaat gebruikt in de bouw CaCO3- krijt, kalksteen, marmer. Jullie hebben ons treinstation allemaal gezien: het is versierd met wit marmer uit het buitenland.

ervaring: blaas door een buisje in een oplossing van kalkwater, het wordt troebel .

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO2 3 + N 2 OVER

Aan het gevormde neerslag wordt azijnzuur toegevoegd, koken wordt waargenomen, omdat kooldioxide vrijkomt.

CaCO 3 +2CH 3 COOH = Ca(CH 3 ZOO) 2 +H 2 O + CO 2

HET VERHAAL VAN DE CARBONAATBROERS.

Er wonen drie broers op aarde
Uit de Carbonate-familie.
De oudere broer is een knappe MARMER,
Glorieus in de naam van Karara,
Een uitstekende architect. Hij
Rome en het Parthenon gebouwd.
Iedereen kent KALKSTEEN,
Daarom heet het zo.
Beroemd om zijn werk
Een huis achter het huis bouwen.
Zowel capabel als capabel
Kleine zachte broer MEL.
Kijk hoe hij tekent,
Deze CaCO3!
Broers houden ervan om te stoeien
Verwarm in een hete oven,
CaO en CO 2 worden dan gevormd.
Dit is koolstofdioxide
Ieder van jullie kent hem,
Wij ademen het uit.
Nou, dit is SaO -
Heet gebrande ongebluste kalk.
Voeg er water aan toe,
Grondig mengen,
Zodat er geen problemen zijn,
Wij beschermen onze handen
Goed geknede LIMOEN, maar GESLAAGD!
Limoenmelk
De muren zijn gemakkelijk witgekalkt.
Het lichte huis werd vrolijk,
Kalk omzetten in krijt.
Hocus Pocus voor het volk:
Je hoeft alleen maar door het water te blazen,
Wat is ze makkelijk
Veranderd in melk!
En nu is het behoorlijk slim
Ik krijg frisdrank:
Melk plus azijn. Ja!
Schuim stroomt over de rand!
Alles zit in zorgen, alles zit in werk
Van zonsopgang tot zonsopgang -
Deze broers Carbonaten,
Deze CaCO3!

Herhaling: CaO– calciumoxide, ongebluste kalk;
Ca(OH) 2 – calciumhydroxide (gebluste kalk, kalkwater, kalkmelk, afhankelijk van de concentratie van de oplossing).
Algemeen - hetzelfde chemische formule Ca(OH)2. Verschil: kalkwater is een transparante verzadigde oplossing van Ca(OH) 2, en kalkmelk is een witte suspensie van Ca(OH) 2 in water.
CaCl 2 - calciumchloride, calciumchloride;
CaCO 3 – calciumcarbonaat, krijt, schelpmarmer, kalksteen.
L/R: collecties. Vervolgens demonstreren we een verzameling mineralen die beschikbaar zijn in het schoollaboratorium: kalksteen, krijt, marmer, schelpengesteente.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - calciumsulfaatkristalhydraat, gips;
CaCO 3 - calciet, calciumcarbonaat maakt deel uit van vele mineralen die 30 miljoen km 2 op aarde bedekken.

De belangrijkste van deze mineralen is kalksteen. Schelpenrotsen, kalkstenen van organische oorsprong. Het wordt gebruikt bij de productie van cement, calciumcarbide, soda, alle soorten kalk en in de metallurgie. Kalksteen is de basis van de bouwsector; er worden veel bouwmaterialen van gemaakt.

Krijt Het is niet alleen tandpoeder en schoolkrijt. Ook is het een waardevol additief bij de productie van papier (gecoat - topkwaliteit) en rubber; bij de bouw en renovatie van gebouwen - als whitewash.

Marmer is een dicht kristallijn gesteente. Er is een gekleurde - wit, maar meestal kleuren verschillende onzuiverheden deze in verschillende kleuren. Zuiver wit marmer is zeldzaam en wordt voornamelijk gebruikt door beeldhouwers (beelden van Michelangelo, Rodin). In de bouw wordt gekleurd marmer gebruikt als bekledingsmateriaal (Moskou Metro) of zelfs als het belangrijkste bouwmateriaal van paleizen (Taj Mahal).

In de wereld van interessante dingen “Taj Mahal MAUSOLEUM”

Sjah Jahan van de Grote Mughal-dynastie hield bijna heel Azië in angst en gehoorzaamheid. In 1629 stierf Mumzat Mahal, de geliefde vrouw van Shah Jahan, op 39-jarige leeftijd tijdens de bevalling tijdens een campagne (dit was hun 14e kind, allemaal jongens). Ze was ongewoon mooi, slim, slim, de keizer gehoorzaamde haar in alles. Voor haar dood vroeg ze haar man een graf te bouwen, voor de kinderen te zorgen en niet te trouwen. De bedroefde koning stuurde zijn gezanten naar iedereen grote steden, de hoofdsteden van aangrenzende staten - naar Bukhara, Samarkand, Bagdad, Damascus, om te vinden en uit te nodigen de beste meesters- ter nagedachtenis aan zijn vrouw besloot de koning het beste gebouw ter wereld op te richten. Tegelijkertijd stuurden boodschappers plannen voor de beste gebouwen in Azië en de beste bouwmaterialen naar Agra (India). Ze brachten zelfs malachiet mee uit Rusland en de Oeral. De belangrijkste metselaars kwamen uit Delhi en Kandahar; architecten - uit Istanbul, Samarkand; decorateurs - uit Bukhara; tuinmannen - uit Bengalen; de kunstenaars kwamen uit Damascus en Bagdad, en hij had de leiding over alles beroemde meester Ustad-Isa.

Samen werd gedurende 25 jaar een krijtmarmeren structuur gebouwd, omgeven door groene tuinen, blauwe fonteinen en een rode zandstenen moskee. 20.000 slaven bouwden dit wonder van 75 m (gebouw met 25 verdiepingen). In de buurt wilde ik voor mezelf een tweede mausoleum van zwart marmer bouwen, maar ik had geen tijd. Hij werd van de troon gestoten door zijn eigen zoon (de tweede, en hij doodde ook al zijn broers).

De heerser en meester van Agra keek de laatste jaren van zijn leven uit het smalle raam van zijn gevangenis. 7 jaar lang bewonderde mijn vader zijn creatie. Toen de vader blind werd, maakte de zoon een systeem van spiegels voor hem zodat de vader het mausoleum kon bewonderen. Hij werd begraven in de Taj Mahal, naast zijn Mumtaz.

Degenen die het mausoleum betreden, zien cenotaven - valse graven. De eeuwige rustplaatsen van de Grote Khan en zijn vrouw bevinden zich beneden in de kelder. Alles daar is ingelegd met edelstenen die gloeien alsof ze leven, en de takken van sprookjesbomen, verweven met bloemen, sieren de muren van het graf in ingewikkelde patronen. Gemaakt door de beste beeldhouwers, vieren turkooisblauwe lapis lazuli, groenzwarte jade en rode amethisten de liefde van Shah Jahal en Mumzat Mahal.

Elke dag haasten toeristen zich naar Agra, omdat ze de waarheid willen zien wereldwonder - het mausoleum van de Taj Mahal, alsof het boven de grond zweeft.

CaCO 3 - Dit bouwmateriaal uitwendig skelet van weekdieren, koralen, schelpen, enz., eierschalen. (illustraties of Dieren van de koraalbiocenose” en tentoonstelling van een verzameling zeekoralen, sponzen, schelpengesteente).

Calcium is een van de meest voorkomende elementen op aarde. Er is er veel van in de natuur: bergketens en kleirotsen worden gevormd uit calciumzouten, het wordt gevonden in zee en rivierwater, maakt deel uit van plantaardige en dierlijke organismen.

Calcium omringt stadsbewoners voortdurend: bijna alle belangrijke bouwmaterialen - beton, glas, baksteen, cement, kalk - bevatten dit element in aanzienlijke hoeveelheden.

Zelfs als we in een vliegtuig vliegen op een hoogte van vele kilometers, komen we niet af van de constante nabijheid van element nr. 20. Als er bijvoorbeeld 100 mensen in een vliegtuig zitten, dan heeft dit vliegtuig ongeveer 150 kg calcium aan boord - in het lichaam van elke volwassene zit minstens een kilogram van element nr. 20. Het is mogelijk dat tijdens de vlucht de hoeveelheid calcium bij ons in de buurt veel groter is: het is bekend dat legeringen van calcium met magnesium worden gebruikt in de vliegtuigbouw, en daarom is het mogelijk dat het vliegtuig niet alleen “organisch”, maar ook “organisch” bevat. eigen” calcium. Kortom, je kunt niet om calcium heen, en je kunt ook niet zonder calcium leven.

Calcium - elementair

Ondanks de alomtegenwoordigheid van element nr. 20 hebben zelfs scheikundigen niet allemaal elementair calcium gezien. Maar dit metaal is, zowel qua uiterlijk als qua gedrag, totaal anders dan alkalimetalen, waarvan contact gepaard gaat met het gevaar van brand en brandwonden. Het kan veilig in de lucht worden bewaard; het ontbrandt niet door water. De mechanische eigenschappen van elementair calcium maken het niet tot een “zwart schaap” in de familie van metalen: calcium overtreft veel daarvan in sterkte en hardheid; het kan op een draaibank worden gedraaid, tot draad worden getrokken, gesmeed en geperst.

En toch wordt elementair calcium vrijwel nooit als structureel materiaal gebruikt. Daar is hij te actief voor. Calcium reageert gemakkelijk met zuurstof, zwavel en halogenen. Zelfs met stikstof en waterstof erbij bepaalde voorwaarden hij reageert. De omgeving van koolstofoxiden, inert voor de meeste metalen, is agressief voor calcium. Het brandt in een atmosfeer van CO en CO 2 .

Omdat calcium zulke chemische eigenschappen heeft, kan het natuurlijk niet in een vrije staat in de natuur voorkomen. Maar calciumverbindingen – zowel natuurlijke als kunstmatige – zijn van het allergrootste belang geworden. Het is de moeite waard om er meer in detail over te praten (tenminste de belangrijkste).

Calcium-kooldioxide

Calciumcarbonaat CaCO 3 is een van de meest voorkomende verbindingen op aarde. Mineralen op basis van CaCO 3 bedekken ongeveer 40 miljoen km 2 van het aardoppervlak. Krijt, marmer, kalksteen en schelpengesteenten zijn allemaal CaCO 3 met kleine onzuiverheden, en calciet is puur CaCO 3.

Het belangrijkste van deze mineralen is kalksteen. (Het is juister om niet over kalksteen te spreken, maar over kalksteen: kalksteen uit verschillende afzettingen verschilt qua dichtheid, samenstelling en hoeveelheid onzuiverheden) Kalksteen wordt bijna overal gevonden. In het Europese deel van de USSR worden kalkstenen gevonden in sedimenten van bijna alle geologische tijdperken. Schelpenrotsen – kalksteen van organische oorsprong – komen vooral veel voor aan de noordkust van de Zwarte Zee. De beroemde catacomben van Odessa zijn voormalige steengroeven waarin schelpengesteente werd gewonnen. De westelijke hellingen van de Oeral bestaan ​​voornamelijk uit kalksteen.

IN Zuivere vorm kalkstenen zijn wit of lichtgeel, maar onzuiverheden geven ze een donkerdere kleur.

Het zuiverste CaCO3 vormt transparante kristallen van kalksteen of IJslandse spar, die veel worden gebruikt in de optica. En gewone kalksteen wordt op grote schaal gebruikt - in bijna alle sectoren van de nationale economie.

Het grootste deel van de kalksteen wordt gebruikt voor de behoeften van de chemische industrie. Het is onmisbaar bij de productie van cement, calciumcarbide, soda, alle soorten kalk (geblust, ongebluste kalk, chloor), bleekoplossingen, calciumcyanamide, kalkwater en vele andere nuttige stoffen.

De metallurgie verbruikt ook een aanzienlijke hoeveelheid kalksteen, in de vorm van vloeimiddelen.

Geen enkele constructie kan worden voltooid zonder kalksteen. Ten eerste bouwen ze ervan, en ten tweede worden veel bouwmaterialen gemaakt van kalksteen.

Kalksteen (steenslag) wordt gebruikt om wegen te versterken, en kalksteen (in poedervorm) wordt gebruikt om de zuurgraad van de bodem te verminderen. In de suikerindustrie wordt kalksteen gebruikt om bietensap te zuiveren.

Een ander type calciumcarbonaat is krijt. Krijt is niet alleen tandpoeder en schoolkrijt. Het wordt gebruikt in de papier- en rubberindustrie – als vulmiddel, in de bouw en bij de renovatie van gebouwen – voor het witwassen.

Het derde type calciumcarbonaat – marmer – komt minder vaak voor. Er wordt aangenomen dat marmer in oude geologische tijdperken uit kalksteen werd gevormd. Toen de aardkorst verschoof, raakten individuele kalksteenafzettingen begraven onder lagen van ander gesteente. Onder invloed hoge druk en temperatuur, het proces van herkristallisatie vond daar plaats en de kalksteen veranderde in een dichtere kristallijne rots - marmer.

De natuurlijke kleur van marmer is wit, maar meestal geven verschillende onzuiverheden het verschillende kleuren. Zuiver wit marmer wordt niet vaak gevonden en gaat voornamelijk naar beeldhouwersateliers. Minder waardevolle soorten wit marmer worden gebruikt om verdeelborden en panelen in de elektrotechniek te maken. In de constructie wordt marmer (in alle kleuren en tinten) niet zozeer als constructiemateriaal gebruikt, maar als bekledingsmateriaal.

En om te eindigen met calciumcarbonaat, een paar woorden over dolomiet - een belangrijk vuurvast materiaal en grondstof voor de productie van cement.

Dit is een dubbel magnesium-calciumzout van koolzuur, de samenstelling is CaCO 3 MgCO 3.

Calciumsulfaat

Calciumsulfaat CaSO 4 is ook wijdverspreid van aard. Het bekende minerale gips is het kristalhydraat CaSO 4 · 2H 2 O. Gips wordt al eeuwenlang als bindmiddel gebruikt, bijna sinds de tijd van de Egyptische piramiden. Maar natuurlijk gips (gipssteen) heeft niet het vermogen om in de lucht uit te harden en tegelijkertijd stenen bij elkaar te houden.

Gips verkrijgt deze eigenschap wanneer het wordt gebakken.

Als natuurlijk gips wordt gebrand bij een temperatuur van maximaal 180°C, verliest het driekwart van het water dat ermee gepaard gaat. Het resultaat is een kristallijn hydraat met de samenstelling CaS04 · 0,5H 2 O. Dit is albast, of gebrand gips, dat in de bouw wordt gebruikt. Naast zijn adstringerende eigenschappen heeft gebrand gips er nog één nuttige eigenschap. Naarmate het harder wordt, neemt het volume iets toe. Hierdoor is het mogelijk goede gipsafgietsels te verkrijgen. Tijdens het verhardingsproces van verbrand gips gemengd met water (gipsdeeg), worden anderhalve molecuul water toegevoegd dat verloren gaat tijdens het bakken, en opnieuw wordt de gipssteen CaSO 4 2H 2 O verkregen.

Als gipssteen wordt gebakken bij temperaturen boven de 500°C, ontstaat er watervrij calciumsulfaat – “dood gips”. Het kan niet als bindmiddel worden gebruikt.

Het is mogelijk om dood gips te "doen herleven". Om dit te doen, moet je het bij nog hogere temperaturen ontsteken. hoge temperaturen- 900...1200°C. Er ontstaat het zogenaamde hydraulische gips, dat, gemengd met water, weer een uithardende massa geeft, zeer sterk en bestand tegen invloeden van buitenaf.

Calciumfosfaat

Calciumzout van orthofosforzuur is het hoofdbestanddeel van fosforieten en apatieten. Deze mineralen (ook vrij gebruikelijk) zijn grondstoffen voor de productie van fosfaatmeststoffen en enkele andere chemische producten. Omdat de het nuttigste deel fosforieten en apatieten - geen calcium, maar fosfor, we zullen er niet in detail over praten en de lezer verwijzen naar het artikel over element nr. 15. Laten we alleen vermelden dat calciumzouten van fosforzuren, voornamelijk tricalciumfosfaat Ca 3 (PO 4) 2, altijd aanwezig zijn in de lichamen van mensen en dieren. Ca 3 (PO 4) 2 is het belangrijkste ‘structurele materiaal’ van onze botten.

Calciumchloride

Dit calciumzout komt in de natuur veel minder vaak voor dan calciumcarbonaat, sulfaat of calciumfosfaten. Het wordt verkregen als bijproduct bij de productie van frisdrank met behulp van de ammoniakmethode. Natuurlijk calciumchloride is meestal een kristallijn hydraat van CaCl 2 6H 2 O, dat bij verhitting eerst vier moleculen water verliest en daarna de rest.

Watervrij calciumchloride is zeer hygroscopisch en wordt gebruikt voor het drogen van vloeistoffen en gassen.

Calciumchloride is zeer oplosbaar in water. Als u met deze oplossing een onverharde of steenslagweg water geeft, blijft deze veel langer nat dan nadat u deze met water hebt besproeid. Dit komt doordat de dampdruk over de calciumchlorideoplossing erg klein is; zo'n oplossing absorbeert vocht uit de lucht en droogt daarom niet lang uit.

Een ander gebruik van dit zout gaat gepaard met lage vriestemperaturen van calciumchlorideoplossingen. Deze oplossingen worden gebruikt in koelsystemen. En mengsels van dit zout met sneeuw of fijngemalen ijs smelten bij temperaturen ver onder nul. Het smeltpunt van het koelmengsel met een samenstelling van 58,8% CaCl2,6H2O en 41,2% sneeuw is minus 55°C.

Calciumchloride wordt veel gebruikt in de geneeskunde. In het bijzonder verlichten intraveneuze injecties van CaCl2-oplossingen spasmen van het cardiovasculaire systeem, verbeteren de bloedstolling, helpen zwelling, ontstekingen en allergieën te bestrijden. Artsen schrijven oplossingen van calciumchloride voor, niet alleen intraveneus, maar ook eenvoudigweg als inwendig medicijn. Calciumchloride is ook een van de componenten van vitamine B15 geworden.

Calcium-fluoride

In tegenstelling tot CaCl 2 en andere calciumhalogeniden is dit zout vrijwel onoplosbaar in water. Calciumfluoride maakt deel uit van apatiet, waar het een nutteloze onzuiverheid is. Maar zuiver kristallijn calciumdifluoride is een zeer nuttige stof. Dit is een van de belangrijkste metallurgische stromen: stoffen die helpen metalen uit afvalgesteente te scheiden. Calciumfluoride wordt al heel lang in deze hoedanigheid gebruikt en het is geen toeval dat een van de namen van dit mineraal vloeispaat is. Fluorescerend - van "smelten".

Soms zijn er in de natuur grote, tot 20 kg zware, absoluut transparante kristallen van dit zout. Ze hebben een andere mineralogische naam: fluoriet. Dergelijke kristallen zijn uiterst waardevol voor de optica omdat ze ultraviolette en infrarode stralen veel beter doorlaten dan glas, kwarts of water. De vraag naar fluorietkristallen overstijgt ruimschoots de reserves van onderzochte afzettingen, en het is geen toeval dat fluoriet kunstmatig op industriële schaal werd geproduceerd.

Kunstmatig...

Natuurlijke calciumverbindingen bevredigen een persoon niet altijd in alles. Daarom worden veel ervan omgezet in andere stoffen. Sommige kunstmatig geproduceerde calciumverbindingen zijn zelfs nog bekender en gebruikelijker geworden dan kalksteen of gips. Zo werden gebluste Ca (OH) 2 en ongebluste kalk CaO gebruikt door bouwers uit de oudheid.

Cement is ook een kunstmatig verkregen calciumverbinding. Eerst wordt een mengsel van klei of zand en kalksteen gebakken om klinker te produceren, die vervolgens wordt vermalen tot een fijn grijs poeder. Je kunt veel over cement praten (of beter gezegd, over cement), dit is het onderwerp van een onafhankelijk artikel.

Hetzelfde geldt voor glas, waar meestal ook element nr. 20 in zit.

En calciumcarbide is een stof die bij toeval werd ontdekt bij het testen van een nieuw ovenontwerp! Tot voor kort werd calciumcarbide CaCl 2 vooral gebruikt voor het autogeen lassen en snijden van metalen. Wanneer carbide in wisselwerking staat met water, wordt acetyleen gevormd, en door de verbranding van acetyleen in een stroom zuurstof kan men een temperatuur van bijna 3000°C bereiken. IN De laatste tijd acetyleen, en daarmee carbide, wordt steeds minder gebruikt bij het lassen en steeds vaker in de chemische industrie.

Calciumhydride, een sterk reductiemiddel, en actieve oxidatiemiddelen - bleekmiddel Ca (ClO) Cl en calciumhypochloriet Ca (ClO) 2 - worden kunstmatig geproduceerd.

Het aantal voorbeelden dat het allergrootste belang van element nr. 20 en zijn verbindingen – natuurlijk en kunstmatig – bevestigt, kan verder worden vergroot. Maar het is onwaarschijnlijk dat dit nodig zal zijn.

Isotopen van calcium

Natuurlijk calcium bestaat uit zes isotopen met massagetallen 40, 42, 43, 44, 46 en 48. De belangrijkste isotoop is 40 Ca; het gehalte aan metaal bedraagt ​​ongeveer 97%. Kunstmatig verkregen isotopen met massagetallen 39, 41, 45, 47 en 49 zijn radioactief. Eén daarvan, 45 Ca, kan worden verkregen door calciummetaal of zijn verbindingen te bestralen met neutronen in een uraniumreactor. Onze industrie produceert de volgende medicijnen met de isotoop 45 Ca: metallisch calcium, CaCO 3, CaO, CaCl, Ca (NO 3) 2, CaSO 4, CaC 2 O 4.

Radioactief calcium wordt in de biologie en geneeskunde veel gebruikt als isotoopindicator bij de studie van processen mineraal metabolisme in een levend organisme. Met zijn hulp werd vastgesteld dat er in het lichaam een ​​continue uitwisseling van calciumionen plaatsvindt tussen plasma, zachte weefsels en zelfs botweefsel. 45 Ca speelde ook een grote rol in het onderzoek metabolische processen die voorkomen in de bodem, en bij het bestuderen van de processen van calciumabsorptie door planten. Met behulp van dezelfde isotoop konden tijdens het smeltproces bronnen van verontreiniging van staal en ultrapuur ijzer met calciumverbindingen worden opgespoord.

Verschillende krijtjes reinigen tanden en metalen

Natuurlijk krijt in poedervorm is opgenomen in samenstellingen voor het polijsten van metalen. Maar je kunt je tanden niet poetsen met natuurlijk krijtpoeder, omdat het de overblijfselen van schelpen en schelpen van kleine dieren bevat, die extreem hard zijn en het tandglazuur vernietigen. Daarom wordt tandpoeder alleen bereid uit chemisch neergeslagen krijt.

Hard water

Een reeks eigenschappen, gedefinieerd door één woord ‘hardheid’, wordt aan water verleend door de daarin opgeloste calcium- en magnesiumzouten. Hard water is in veel levenssituaties niet geschikt. Het vormt een kalklaag in stoomketels en ketelinstallaties, bemoeilijkt het verven en wassen van stoffen, maar is wel geschikt voor het maken van zeep en het bereiden van emulsies bij de parfumproductie. Daarom bevonden textiel- en parfumfabrieken zich vroeger, toen de methoden voor waterontharding nog niet perfect waren, meestal in de buurt van bronnen van ‘zacht’ water.

Er wordt onderscheid gemaakt tussen tijdelijke en permanente rigiditeit. Tijdelijke (of carbonaat)hardheid wordt aan water verleend door oplosbare koolwaterstoffen Ca (HCO 3) 2 en Mg (HCO 3) 2. Het kan worden geëlimineerd door eenvoudig koken, waarbij bicarbonaten worden omgezet in in water onoplosbare calcium- en magnesiumcarbonaten.

Constante hardheid wordt gecreëerd door sulfaten en chloriden van dezelfde metalen. En het kan worden geëlimineerd, maar het is veel moeilijker om te doen.

De som van beide hardheden vormt de totale waterhardheid. Het wordt in verschillende landen verschillend gewaardeerd. In de USSR is het gebruikelijk om de waterhardheid uit te drukken in het aantal milligramequivalenten calcium en magnesium in één liter water. Als er minder dan 4 mEq in een liter water zit, wordt het water als zacht beschouwd; naarmate hun concentratie toeneemt, wordt het steeds harder en, als de inhoud groter is dan 12 eenheden, zeer hard.

De waterhardheid wordt meestal bepaald met behulp van een zeepoplossing. Deze oplossing (van een bepaalde concentratie) wordt druppelsgewijs toegevoegd aan een afgemeten hoeveelheid water. Zolang er Ca 2+ of Mg 2+ ionen in het water aanwezig zijn, zullen deze de schuimvorming belemmeren. Op basis van het verbruik van de zeepoplossing voordat schuim verschijnt, wordt het gehalte aan Ca 2+- en Mg 2+-ionen berekend.

Interessant genoeg werd de waterhardheid vroeger op een vergelijkbare manier bepaald Het Oude Rome. Alleen rode wijn diende als reagens - de kleurstoffen vormen ook een neerslag met calcium- en magnesiumionen.

"Kipelka" en "pluis"

Terug in de 1e eeuw. ADVERTENTIE Dioscorides – een arts in het Romeinse leger – in het essay ‘On geneesmiddelen"introduceerde de naam "ongebluste kalk" voor calciumoxide, dat tot op de dag van vandaag bewaard is gebleven. Bouwers noemen het "boiler" - omdat tijdens het blussen veel warmte vrijkomt en het water kookt. De daarbij gegenereerde stoom maakt de kalk los, deze valt uiteen om pluizig poeder te vormen. Vandaar de constructienaam voor gebluste kalk - "pluisjes". Afhankelijk van de hoeveelheid water die aan de kalk wordt toegevoegd, ontstaat er bij het blussen pluisjes, limoendeeg, limoenmelk of limoenwater.

Beton is tweeduizend jaar oud

Beton is het belangrijkste bouwmateriaal van onze tijd. Maar deze stof (meer precies, een van zijn varianten - een mengsel van steenslag, zand en kalk) wordt al heel lang gebruikt. Plinius de Oudere (1e eeuw na Christus) beschrijft de constructie van betonnen reservoirs als volgt: “Om reservoirs te bouwen, neem je vijf delen puur grindzand, twee delen van de beste gebluste kalk en fragmenten silex (harde lava - Ed) die niet meer wegen. dan een pond per stuk, na het mengen de bodem compact maken en zijvlakken slagen van een ijzeren stamper."

Waarom calcium calcium is

In het Latijn betekent het woord "calx" kalk en relatief zachte, gemakkelijk te bewerken stenen, voornamelijk krijt en marmer. De naam van element nr. 20 komt van dit woord.

Wat is "arboliet"?

Dit is de naam van het materiaal, dat houtafval, cement, calciumchloride en water omvat. Na het mengen van de componenten en het trillend verdichten ontstaat een bouwmateriaal met uitzonderlijk waardevolle eigenschappen: het brandt niet, rot niet, is goed te zagen met een zaag en wordt machinaal verwerkt. De kosten van dergelijk materiaal zijn laag. Houten betonplaten worden gebruikt bij de constructie van laagbouw.

Hoe wordt calcium opgeslagen?

Calciummetaal kan lange tijd worden bewaard in stukken met een gewicht van 0,5 tot 60 kg. Dergelijke stukken worden opgeslagen in papieren zakken die in gegalvaniseerde ijzeren vaten met gesoldeerde en geverfde naden worden geplaatst. Goed gesloten vaten worden in houten kisten geplaatst. Stukken met een gewicht van minder dan 0,5 kg kunnen niet lang worden bewaard - ze veranderen snel in oxide, hydroxide en calciumcarbonaat.

Hoe krijg je calcium?

Calcium werd voor het eerst verkregen door Davy in 1808 met behulp van elektrolyse. Maar net als andere alkali- en aardalkalimetalen kan element nr. 20 niet worden verkregen door elektrolyse uit waterige oplossingen. Calcium wordt verkregen door elektrolyse van de gesmolten zouten ervan.

Dit is een complex en energie-intensief proces. Calciumchloride wordt gesmolten in een elektrolysator onder toevoeging van andere zouten (deze zijn nodig om het smeltpunt van CaCl2 te verlagen).

De stalen kathode raakt alleen het oppervlak van de elektrolyt; het vrijgekomen calcium blijft eraan plakken en hardt uit. Terwijl calcium vrijkomt, wordt de kathode geleidelijk omhoog gebracht en uiteindelijk wordt een calciumstaaf van 50...60 cm lang verkregen. Vervolgens wordt deze verwijderd, van de stalen kathode geslagen en begint het proces opnieuw. De “aanraakmethode” produceert calcium dat zwaar verontreinigd is met calciumchloride, ijzer, aluminium en natrium. Het wordt gezuiverd door het te smelten in een argonatmosfeer.

Als de stalen kathode wordt vervangen door een kathode gemaakt van een metaal dat gelegeerd kan worden met calcium, dan wordt tijdens elektrolyse de overeenkomstige legering verkregen. Afhankelijk van het doel kan het als legering worden gebruikt of kan zuiver calcium worden verkregen door destillatie in vacuüm. Zo worden legeringen van calcium met zink, lood en koper verkregen.

Niet alleen elektrolyse.

Een andere methode voor de productie van calcium – metallothermisch – werd in 1865 theoretisch gerechtvaardigd door de beroemde Russische scheikundige N.N. Beketov. Calcium wordt gereduceerd met aluminium bij een druk van slechts 0,01 mmHg. Procestemperatuur 1100...1200°C. Calcium wordt verkregen in de vorm van stoom, die vervolgens wordt gecondenseerd.

IN afgelopen jaren Er is een andere methode ontwikkeld voor het verkrijgen van element nr. 20. Het is gebaseerd op de thermische dissociatie van calciumcarbide: carbide dat in een vacuüm tot 1750°C wordt verwarmd, ontleedt en vormt calciumdamp en vast grafiet.

Gebruik van calcium

Tot voor kort werd calciummetaal bijna niet gebruikt. De VS consumeerden bijvoorbeeld vóór de Tweede Wereldoorlog slechts 10...25 ton calcium per jaar, Duitsland - 5...10 ton. Maar voor de ontwikkeling van nieuwe technologiegebieden zijn veel zeldzame en vuurvaste metalen nodig . Het bleek dat calcium voor veel van hen een zeer handig en actief reductiemiddel is, en element nr. 20 werd gebruikt bij de productie van thorium, vanadium, zirkonium, beryllium, niobium, uranium, tantaal en andere vuurvaste metalen.

Het vermogen van calcium om zuurstof en stikstof te binden heeft het mogelijk gemaakt om het te gebruiken voor de zuivering van inerte gassen en als getter (Getter is een stof die wordt gebruikt om gassen te absorberen en een diep vacuüm te creëren in elektronische apparaten) in vacuümradioapparatuur.

Calcium wordt ook gebruikt in de metallurgie van koper, nikkel, speciaal staal en brons; ze binden schadelijke onzuiverheden van zwavel, fosfor en overtollige koolstof. Voor dezelfde doeleinden worden calciumlegeringen met silicium, lithium, natrium, boor en aluminium gebruikt.

Het periodiek systeem beschrijft de verschillende elementen. Elk element heeft veel eigenschappen die worden gebruikt in de productie, de geneeskunde en Alledaagse leven. Naast andere elementen is calcium, dat een grote rol speelt in ons leven. Niet iedereen begrijpt echter wat calcium is.

Laten we al deze vragen eens nader bekijken.

Chemisch element calcium

In het periodiek systeem wordt calcium aangeduid met het symbool "Ca" en bevindt het zich in de hoofdsubgroep van de tweede groep van de vierde periode van de tabel. Calcium is een zacht, zilverwit metaal dat chemisch reactief is.

De naam calcium komt uit de Latijnse taal. De naam betekent in het Latijn 'kalk, zachte steen'. Calcium werd bekend in 1808, toen de Engelse chemicus Humphry Davy deze stof isoleerde.

Waar wordt calcium gevonden?

Er wordt geen calcium in aangetroffen vrije vorm in de natuur vanwege zijn chemische activiteit. In de natuur vind je alleen verbindingen die calcium bevatten:

• In de vorm van isotopen, waarvan er in de natuur maar zes voorkomen. De zesde isotoop van calcium is minder stabiel en zeer zeldzaam.
• In mineralen en gesteenten. Meestal wordt calcium aangetroffen in het mineraal calciet (kalk, krijt) of kristallijne calciet, dat marmer wordt genoemd.
• In water. Calcium en magnesium in water bepalen de waterhardheid.
• In de aardkorst. Vanwege zijn chemische activiteit migreert calcium en hoopt zich op verschillende plaatsen. Calcium vormt 385 mineralen en staat op de vierde plaats van de elementen in het aantal gevormde mineralen.
• In de biosfeer. Genoeg een groot aantal van calcium is altijd aanwezig in de organismen van levende wezens en speelt een belangrijke rol bij de regulatie van het leven. Calcium is aanwezig in botten, schelpen, eierschalen, schelpen, enz.

Zoals je kunt zien, is calcium dat wel belangrijke elementen in ons leven. Laten we de eigenschappen ervan eens nader bekijken.

Eigenschappen van calcium

In de industrie wordt het vaak gebruikt Chemische eigenschappen calcium:

• Calcium combineert en interageert gemakkelijk met zuurstof, kooldioxide en vochtige lucht. Daarom wordt calcium in het laboratorium bewaard in een afgesloten doos onder een laagje kerosine of paraffine om interactie met omgeving en schade aan het materiaal.
• Calcium heeft een actieve interactie met water en actieve niet-metalen.
• Calcium reageert alleen bij verhitting met minder actieve elementen van niet-metaalachtige oorsprong. Bovendien, als een dergelijke verbinding in water wordt geplaatst, valt deze uiteen. Daarom vormen zich vaak gigantische lege holtes onder de aardkorst.
• Als calciumbicarbonaat in het water aanwezig is, valt het water uiteen wanneer het wordt gekookt en ontstaat er een neerslag, die we kalkaanslag noemen.

Waar wordt calcium gebruikt?

Op basis van deze eigenschappen wordt calcium gebruikt:

1. In de industrie voor de productie van zuivere metalen via een reductiereactie. Calcium wordt ook gebruikt voor de productie van moeilijk te reduceren metalen zoals chroom, uranium en thorium.
2. In de elektronica, waar in batterijen een legering van calcium en lood wordt gebruikt.
3. Calcium is uitstekend geschikt voor het verkrijgen van nieuwe elementen van het periodiek systeem vanwege de zware isotoop, die zeer stabiel is.
4. Calcium wordt aangetroffen in het skelet en de tanden, dus zonder calcium worden deze biologische structuren broos en storten in. Daarom wordt calcium in de geneeskunde en de voedingsindustrie gebruikt om calcium aan te maken speciale tabletten, dat kleine doses calcium bevat, die door het lichaam kunnen worden opgenomen. Bovendien reguleert calcium vele andere functies van het lichaam en speelt het een grote rol in het leven.

Maar dit alles zou onmogelijk zijn als calcium niet in zuivere vorm verkregen kon worden.

CALCIUM(lat. Calcium), Ca, chemisch element van groep II van het periodiek systeem, atoomnummer 20, atoommassa 40,078; behoort tot de aardalkalimetalen.

Eigenschappen: zilverwit metaal, dichtheid 1,54 g/cm3, T pl 842 °C. Bij gewone temperaturen wordt het gemakkelijk geoxideerd in de lucht.

Chemische eigenschappen:
Wanneer calcium wordt verwarmd, ontbrandt het en brandt het, waarbij witte rook ontstaat, waardoor de vlam steenrood wordt. Rook bestaat uit kleine vaste deeltjes calciumoxide:
2Ca + O2 = 2CaO + Q

Calcium reageert met water, verandert in calciumhydroxide en verdringt waterstof uit water:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q
Fenolftaleïne in de resulterende oplossing wordt karmozijnrood. Dit bewijst de gelijkenis van calcium met alkalimetalen: net als alkalimetalen heeft calcium een ​​wisselwerking koud water met het vrijkomen van waterstof. De reactie van calcium met water verloopt echter veel langzamer dan bijvoorbeeld
natrium of kalium, dit komt door het feit dat de buitenste elektronenlaag van het calciumatoom twee gepaarde s-elektronen bevat. Calciumhydroxide is oplosbaar in water, d.w.z. het is een alkali. De oplosbaarheid van calciumhydroxide is aanzienlijk hoger dan die van magnesiumhydroxide, maar lager dan die van alkalimetaalhydroxiden - natrium of kalium.
Calcium wordt opgeslagen onder een laag kerosine, omdat dit metaal reageert met waterdamp in de lucht.
2Ca + O2 = 2CaO
Met koud water calciumhydroxide vormen (met heet water de reactie verloopt krachtiger)
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Bij verhitting reageert het met veel niet-metalen - waterstof, stikstof, zwavel, fosfor, koolstof, enz.
Ca + H 2 = CaH 2 (calciumhydride)
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (calciumnitride)
Ca + S = CaS (calciumsulfide)
Reduceert minder actieve metalen uit hun oxiden en halogeniden
2Ca + TiO 2 = 2CaO + Ti

Naam: naam van het Latijnse "calx", genitief "calcis" (limoen).

Vinden in de natuur: Calciumverbindingen worden aangetroffen in de bodem en natuurlijke wateren, in dierlijke en plantaardige organismen.
Het calciumgehalte in de aardkorst is 4,1%, in de oceaan - 4,1 10~2%, in menselijk lichaam: V spierweefsel- 0,14%, in botweefsel - 17%, in bloed - 60,5 mg/l. Gemiddelde dagelijkse behoefte Het calciumgehalte van een persoon is ongeveer 1 g. Ongeveer 99% van de totale hoeveelheid calcium in het lichaam wordt aangetroffen in bot- en tandweefsel. Het gehalte aan calciumionen in het bloed speelt een cruciale rol bij het stimuleren en reguleren van de werking van het hart, en speelt ook een beschermende rol in het dierlijk lichaam: bloed zonder calciumionen stolt niet in de lucht.
Planten verbruiken veel calcium; vooral het wortelsysteem van planten heeft last van een tekort.
Calcium maakt deel uit van afzettingsgesteenten, verschillende mineralen, waarvan de meest voorkomende zijn: kalksteen, marmer, krijt CaCO 3, gips CaSO 4 2H 2 O, fosforieten en apatiet Ca 3 (PO 4) 2 dolomiet CaCO 3 MgCO 3

Toepassing: dient als actief reductiemiddel voor de productie van uranium (U), thorium (Th), vanadium (V), chroom (Cr), zink (Zn), beryllium (Be) en andere metalen uit hun verbindingen; voor deoxidatie van staal, brons, enz. Onderdeel van antifrictiematerialen. In de bouw worden calciumverbindingen gebruikt (kalk, cement); calciumpreparaten - in de geneeskunde.