Реферат
Кальцій і його роль для людства
Зміст
Введення
Історія та походження назви
Знаходження в природі
Отримання
Фізичні властивості
Хімічні властивості
Застосування металевого кальцію
Застосування сполук кальцію
Біологічна роль
Висновок
Список літератури
Введення
Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) - м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.
Незважаючи на повсюдну поширеність елемента № 20, навіть хіміки й то не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і по поведінці зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж та опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не запалюється від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» у сім'ї металів: по міцності і твердості кальцій перевершує багато з них, його можна обточувати на токарному верстаті, витягати в дріт, кувати, пресувати.
І все-таки в якості конструкційного матеріалу елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він дуже активний. Кальцій легко реагує з киснем, сіркою, галогенами. Навіть з азотом і воднем при певних умовах він вступає в реакції. Середа окислів вуглецю, інертна для більшості металів, для кальцію - агресивна. Він згорає в атмосфері CO і CO 2.
Історія та походження назви
Назва елемента походить від лат. calx (у родовому відмінку calcis) - «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Гемфрі Деві, в 1808 р . виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологою гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платинової пластині, яка була анодом. Катодом служила платинова дріт, занурена в рідку ртуть. У результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.
Сполуки кальцію - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. Аж до кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазье передбачив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні.
Знаходження в природі
Через високу хімічної активності кальцій у вільному вигляді в природі не зустрічається.
На частку кальцію доводиться 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).
Ізотопи. Кальцій зустрічається в природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найбільш поширений - 40Ca - складає 96,97%.
З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3 × 1019 років.
У гірських породах і мінералах. Більша частина кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси і т. п.), особливо в польовому шпате - анортит Ca [Al2Si2O8].
У вигляді осадових порід з'єднання кальцію представлені крейдою і вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається в природі набагато рідше.
Досить широко поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3, ангідрит CaSO 4, алебастр CaSO 4 · 0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 · 2H 2 O, флюорит CaF 2, апатити Ca 5 (PO4) 3 (F, Cl, OH ), доломіт MgCO 3 · CaCO 3. Присутністю солей кальцію і магнію в природній воді визначається її жорсткість.
Кальцій, енергійно мігруючий в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).
Міграція в земній корі. У природної міграції кальцію істотну роль грає «карбонатна рівновага», пов'язане з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:
СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2 + + 2HCO 3 -
(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).
Біогенна міграція. У біосфері з'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. тж. Нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксиапатит Ca5 (PO4) 3OH, або, в іншій запису, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Са (OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, в тому числі і людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини і панцирі багатьох безхребетних , яєчна шкаралупа і ін У живих тканинах людини і тварин 1,4-2% Са (по масовій частці); в тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (В основному в складі міжклітинної речовини кісткової тканини).
Отримання
Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80%) і KCl або з CaCl 2 і CaF 2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 ° C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Фізичні властивості
Метал кальцій існує у двох аллотропних модифікаціях. До 443 ° C стійкий α-Ca з кубічною гранецентрованої гратами (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β-Ca з кубічної об'ємно-центрованої гратами типу α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія ΔH0 переходу α → β складає 0,93 кДж / моль.
Хімічні властивості
Кальцій - типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж усіх інших лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію звичайно тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, в щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.
У ряду стандартних потенціалів кальцій розташований зліва від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2 + / Ca0 -2,84 В, так що кальцій активно реагує з водою, але без займання:
Ca + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 + Н 2 ↑ + Q.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує при звичайних умовах:
2Са + О 2 = 2СаО, Са + Br 2 = CaBr 2.
При нагріванні на повітрі або в кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором і іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:
Са + Н 2 = Сан 2, Ca + 6B = CaB 6,
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Са + 2С = Сас 2,
3Са + 2Р = Са3Р 2 (
фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів Сар і СаР5;
2Ca + Si = Ca2Si
(Силицид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi2.
Перебіг зазначених вище реакцій, як правило, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх сполуки з неметалами ступінь окислення кальцію +2. Більшість із з'єднань кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:
СаН2 + 2Н 2 О = Са (ОН) 2 + 2Н 2 ↑,
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са (ОН) 2 + 2NH 3 ↑.
Іон Ca 2 + безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється в цегляно-червоний колір.
Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2, бромід CaBr 2, йодид CaI 2 і нітрат Ca (NO 3) 2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO 4, ортофосфат Ca 3 (PO4) 2, оксалат Сас 2 О 4 і деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са (НСО3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до наступних процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю і потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са (НСО 3) 2.
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі і нагрівається сонячними променями, протікає зворотна реакція:
Са (НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 ↑ + Н 2 О.
Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. У результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються красиві кам'яні «бурульки» - сталактити і сталагміти.
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і в осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування металевого кальцію
Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для одержання трудновосстанавліваемих металів, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях і підшипникових сплавах. Кальцієві гранули використовуються також для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.
Металотермія
Чистий металевий кальцій широко застосовується в Металотермія при отриманні рідкісних металів.
Легування сплавів
Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, необслуговуваних стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.
Ядерний синтез
Ізотоп 48Ca - найбільш ефективний і уживаний матеріал для виробництва надважких елементів і відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні і тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів).
Застосування сполук кальцію
Гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH2 (гідрид кальцію), використовуваний в металургії (Металотермія) і при отриманні водню в польових умовах.
Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шеєліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.
Карбід кальцію. Карбід кальцію CaC2 широко застосовується для отримання ацетилену і для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 ° C , Реакція йде екзотермічний, проводиться в ціанамідних печах).
Хімічні джерела струму. Кальцій, а також його сплави з алюмінієм і магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях в якості анода (наприклад кальцій-хроматних елемент). Хромат кальцію використовується у таких батареях в якості катода. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) в придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умов (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою й обсягом. Недолік в недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати и.др.).
Вогнетривкі матеріали. Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і в складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.
Лікарські засоби. Сполуки кальцію широко застосовуються в якості антигістамінного кошти.
Хлорид кальцію
Глюконат кальцію
Гліцерофосфат кальцію
Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, у вітамінні комплекси для вагітних і літніх.
Біологічна роль
Кальцій - поширений макроелемент в організмі рослин, тварин і людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті і зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (вапна) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.) Іони кальцію беруть участь у процесах згортання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють найрізноманітніші внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів і ін Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-7 моль, в міжклітинних рідинах близько 10 - 3 моль.
Потреба в кальції залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо з-за інтенсивного росту скелета. Більша частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, що залишився кальцій припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику і полегшується кислим середовищем, вітаміном Д і вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Важлива роль магнію в кальциевом обміні, при його недоліку кальцій «вимивається» з кісток і осідає в нирках (ниркові камені) і м'язах.
Засвоюванню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись з щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.
Вмісту кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність в раціоні може викликати судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти зростання, а також запори. Більш глибокий дефіцит призводить до постійних м'язовим судом і остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, тому що частина його виводиться із сечею.
Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемія, після якої слід інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових і нервових тканин, збільшує згортання крові і зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна денна безпечна доза складає для дорослого від 1500 до 1800 міліграмів.
Вміст кальцію в продуктах харчування:
Продукти Кальцій, мг/100 г
Мак 1460
Кунжут 783
Кропива 713
Проскурника лісової 505
Подорожник великий 412
Галінсога 372
Сардини в маслі 330
Будра плющовидна 289
Шипшина собача 257
Мигдаль 252
Подорожник ланцетолистий. 248
Лісовий горіх 226
Амарант насіння 214
Кресс-салат 214
Кале 212
Соя боби сухі 201
Молоко коров'яче 120
Малий вміст кальцію: риба (30-90); сир (80); хліб з висівками (60); м'ясо, субпродукти, крупи, буряк (менше 50).
Рекомендовані Всесвітньою Організацією Охорони Здоров'я добові норми споживання кальцію.
Діти до 3 років - 600 мг.
Діти від 4 до 10 років - 800 мг.
Діти від 10 до 13 років - 1000 мг.
Підлітки від 13 до 16 років - 1200 мг.
Молодь від 16 і старше - 1000 мг.
Дорослі від 25 до 50 років - від 800 до 1200 мг.
Вагітні та годують грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.
Висновок
Кальцій - один з найпоширеніших елементів на Землі. У природі його дуже багато: з солей кальцію утворені гірські масиви і глинисті породи, він є в морській і річковій воді, входить до складу рослинних і тваринних організмів.
Кальцій постійно оточує городян: майже всі основні будматеріали - бетон, скло, цегла, цемент, вапно - містять цей елемент у значних кількостях.
Природно, що, володіючи такими хімічними властивостями, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Зате з'єднання кальцію - і природні та штучні - придбали першорядне значення.
Список літератури
1. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гол. ред.) Хімічна енциклопедія: у 5 т. - Київ: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 з
2. Доронін. Н. А. Кальцій, Госхіміздат, 1962. 191 стор с илл.
3. Доценко ВА. - Лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25
4. Bilezikian JP Calcium and bone metabolism / / In: KL Becker, ed.
Кальцій і його роль для людства
Зміст
Введення
Історія та походження назви
Знаходження в природі
Отримання
Фізичні властивості
Хімічні властивості
Застосування металевого кальцію
Застосування сполук кальцію
Біологічна роль
Висновок
Список літератури
Введення
Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) - м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.
Незважаючи на повсюдну поширеність елемента № 20, навіть хіміки й то не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і по поведінці зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж та опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не запалюється від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» у сім'ї металів: по міцності і твердості кальцій перевершує багато з них, його можна обточувати на токарному верстаті, витягати в дріт, кувати, пресувати.
І все-таки в якості конструкційного матеріалу елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він дуже активний. Кальцій легко реагує з киснем, сіркою, галогенами. Навіть з азотом і воднем при певних умовах він вступає в реакції. Середа окислів вуглецю, інертна для більшості металів, для кальцію - агресивна. Він згорає в атмосфері CO і CO 2.
Історія та походження назви
Назва елемента походить від лат. calx (у родовому відмінку calcis) - «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Гемфрі Деві, в
Сполуки кальцію - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. Аж до кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазье передбачив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні.
Знаходження в природі
Через високу хімічної активності кальцій у вільному вигляді в природі не зустрічається.
На частку кальцію доводиться 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).
Ізотопи. Кальцій зустрічається в природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найбільш поширений - 40Ca - складає 96,97%.
З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3 × 1019 років.
У гірських породах і мінералах. Більша частина кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси і т. п.), особливо в польовому шпате - анортит Ca [Al2Si2O8].
У вигляді осадових порід з'єднання кальцію представлені крейдою і вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається в природі набагато рідше.
Досить широко поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3, ангідрит CaSO 4, алебастр CaSO 4 · 0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 · 2H 2 O, флюорит CaF 2, апатити Ca 5 (PO4) 3 (F, Cl, OH ), доломіт MgCO 3 · CaCO 3. Присутністю солей кальцію і магнію в природній воді визначається її жорсткість.
Кальцій, енергійно мігруючий в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).
Міграція в земній корі. У природної міграції кальцію істотну роль грає «карбонатна рівновага», пов'язане з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:
СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2 + + 2HCO 3 -
(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).
Біогенна міграція. У біосфері з'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. тж. Нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксиапатит Ca5 (PO4) 3OH, або, в іншій запису, 3Ca 3 (PO 4) 2 · Са (OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, в тому числі і людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини і панцирі багатьох безхребетних , яєчна шкаралупа і ін У живих тканинах людини і тварин 1,4-2% Са (по масовій частці); в тілі людини масою
Отримання
Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80%) і KCl або з CaCl 2 і CaF 2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 ° C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Фізичні властивості
Метал кальцій існує у двох аллотропних модифікаціях. До
Хімічні властивості
Кальцій - типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж усіх інших лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію звичайно тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, в щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.
У ряду стандартних потенціалів кальцій розташований зліва від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2 + / Ca0 -2,84 В, так що кальцій активно реагує з водою, але без займання:
Ca + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 + Н 2 ↑ + Q.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує при звичайних умовах:
2Са + О 2 = 2СаО, Са + Br 2 = CaBr 2.
При нагріванні на повітрі або в кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором і іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:
Са + Н 2 = Сан 2, Ca + 6B = CaB 6,
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Са + 2С = Сас 2,
3Са + 2Р = Са3Р 2 (
фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів Сар і СаР5;
2Ca + Si = Ca2Si
(Силицид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi2.
Перебіг зазначених вище реакцій, як правило, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх сполуки з неметалами ступінь окислення кальцію +2. Більшість із з'єднань кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:
СаН2 + 2Н 2 О = Са (ОН) 2 + 2Н 2 ↑,
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са (ОН) 2 + 2NH 3 ↑.
Іон Ca 2 + безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється в цегляно-червоний колір.
Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2, бромід CaBr 2, йодид CaI 2 і нітрат Ca (NO 3) 2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO 4, ортофосфат Ca 3 (PO4) 2, оксалат Сас 2 О 4 і деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са (НСО3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до наступних процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю і потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са (НСО 3) 2.
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі і нагрівається сонячними променями, протікає зворотна реакція:
Са (НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 ↑ + Н 2 О.
Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. У результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються красиві кам'яні «бурульки» - сталактити і сталагміти.
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і в осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування металевого кальцію
Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для одержання трудновосстанавліваемих металів, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях і підшипникових сплавах. Кальцієві гранули використовуються також для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.
Металотермія
Чистий металевий кальцій широко застосовується в Металотермія при отриманні рідкісних металів.
Легування сплавів
Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, необслуговуваних стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.
Ядерний синтез
Ізотоп 48Ca - найбільш ефективний і уживаний матеріал для виробництва надважких елементів і відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні і тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів).
Застосування сполук кальцію
Гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH2 (гідрид кальцію), використовуваний в металургії (Металотермія) і при отриманні водню в польових умовах.
Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шеєліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.
Карбід кальцію. Карбід кальцію CaC2 широко застосовується для отримання ацетилену і для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при
Хімічні джерела струму. Кальцій, а також його сплави з алюмінієм і магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях в якості анода (наприклад кальцій-хроматних елемент). Хромат кальцію використовується у таких батареях в якості катода. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) в придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умов (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою й обсягом. Недолік в недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати и.др.).
Вогнетривкі матеріали. Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і в складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.
Лікарські засоби. Сполуки кальцію широко застосовуються в якості антигістамінного кошти.
Хлорид кальцію
Глюконат кальцію
Гліцерофосфат кальцію
Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, у вітамінні комплекси для вагітних і літніх.
Біологічна роль
Кальцій - поширений макроелемент в організмі рослин, тварин і людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті і зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (вапна) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.) Іони кальцію беруть участь у процесах згортання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють найрізноманітніші внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів і ін Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-7 моль, в міжклітинних рідинах близько 10 - 3 моль.
Потреба в кальції залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо з-за інтенсивного росту скелета. Більша частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, що залишився кальцій припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику і полегшується кислим середовищем, вітаміном Д і вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Важлива роль магнію в кальциевом обміні, при його недоліку кальцій «вимивається» з кісток і осідає в нирках (ниркові камені) і м'язах.
Засвоюванню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись з щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.
Вмісту кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність в раціоні може викликати судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти зростання, а також запори. Більш глибокий дефіцит призводить до постійних м'язовим судом і остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, тому що частина його виводиться із сечею.
Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемія, після якої слід інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових і нервових тканин, збільшує згортання крові і зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна денна безпечна доза складає для дорослого від 1500 до 1800 міліграмів.
Вміст кальцію в продуктах харчування:
Продукти Кальцій, мг/100 г
Мак 1460
Кунжут 783
Кропива 713
Проскурника лісової 505
Подорожник великий 412
Галінсога 372
Сардини в маслі 330
Будра плющовидна 289
Шипшина собача 257
Мигдаль 252
Подорожник ланцетолистий. 248
Лісовий горіх 226
Амарант насіння 214
Кресс-салат 214
Кале 212
Соя боби сухі 201
Молоко коров'яче 120
Малий вміст кальцію: риба (30-90); сир (80); хліб з висівками (60); м'ясо, субпродукти, крупи, буряк (менше 50).
Рекомендовані Всесвітньою Організацією Охорони Здоров'я добові норми споживання кальцію.
Діти до 3 років - 600 мг.
Діти від 4 до 10 років - 800 мг.
Діти від 10 до 13 років - 1000 мг.
Підлітки від 13 до 16 років - 1200 мг.
Молодь від 16 і старше - 1000 мг.
Дорослі від 25 до 50 років - від 800 до 1200 мг.
Вагітні та годують грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.
Висновок
Кальцій - один з найпоширеніших елементів на Землі. У природі його дуже багато: з солей кальцію утворені гірські масиви і глинисті породи, він є в морській і річковій воді, входить до складу рослинних і тваринних організмів.
Кальцій постійно оточує городян: майже всі основні будматеріали - бетон, скло, цегла, цемент, вапно - містять цей елемент у значних кількостях.
Природно, що, володіючи такими хімічними властивостями, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Зате з'єднання кальцію - і природні та штучні - придбали першорядне значення.
Список літератури
1. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гол. ред.) Хімічна енциклопедія: у 5 т. - Київ: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 з
2. Доронін. Н. А. Кальцій, Госхіміздат, 1962. 191 стор с илл.
3. Доценко ВА. - Лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25
4. Bilezikian JP Calcium and bone metabolism / / In: KL Becker, ed.