Кальций в таблице менделеева металл

Обновлено: 20.09.2024

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

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) (CaCO₃). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.
Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк (см. ИЗВЕСТНЯК) СaCO₃, ангидрит (см. АНГИДРИТ) CaSO₄ и гипс (см. ГИПС) CaSO₄·2H₂O, флюорит (см. ФЛЮОРИТ) CaF₂, апатиты (см. АПАТИТЫ) Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), доломит (см. ДОЛОМИТ) MgCO₃·СaCO₃. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость (см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ) . Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca₅(PO₄)₃(OH), или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂ ·Са(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.
Получение
Металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl₂ (75—80%) и KCl или из CaCl₂ и CaF₂, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl₂O₄ + 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 + 2Н₂О = Ca(ОН)₂ + Н₂.
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О₂= 2СаО; Са + Br₂= CaBr₂.
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 + Н₂= СаН₂ (гидрид кальция),
Ca + 6B = CaB₆ (борид кальция),
3Ca + N₂= Ca₃N₂ (нитрид кальция)
Са + 2С = СаС₂ (карбид кальция)
3Са + 2Р = Са₃Р₂ (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР₅;
2Ca + Si = Ca₂Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.
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:
СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂,
Ca₃N₂ + 3Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2NН₃.
Оксид кальция — типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:
CaCO₃ = CaO + CO₂.
Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.
Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН)₂ и выделением большого количества теплоты:
CaО + Н₂О = 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 +СО₂ = СаСО₃; СаО + SO₃ = CaSO₄.
Ион Ca 2+ бесцветен. При внесении в пламя солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, средний ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что в отличие от среднего карбоната кальция СаСО₃ кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО₃)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:
СаСО₃ + СО₂+ Н₂О = Са(НСО₃)₂.
В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + СО₂+ Н₂О.
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 СаСО₃. 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 SiO₂) 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)) CaSO₄·0,5H₂O и двухводного сульфата — гипса CaSO₄·2H₂O. 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 CaCl₂ используют наряду с поваренной солью для борьбы с оледенением дорожных покрытий. Фторид кальция СаF₂ — 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 .

Полезное

Смотреть что такое "кальций" в других словарях:

КАЛЬЦИЙ — (Са) желтый блестящий и тягучий металл. Удельный вес 1,6. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. КАЛЬЦИЙ (ново лат. calcium, от лат. calx известь). Серебристого цвета металл. Словарь иностранных слов,… … Словарь иностранных слов русского языка

КАЛЬЦИЙ — КАЛЬЦИЙ, Calcium, хим. элемент, симв. Са, блестящий, серебристо белого цвета металл с кристаллич. изломом, относящийся к группе щелочно земельных металлов. Уд. вес 1,53; ат. в. 40,07; точка плавления 808°. Са относится к числу весьма… … Большая медицинская энциклопедия

КАЛЬЦИЙ — (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,08; относится к щелочно земельным металлам; tпл 842шC. Содержится в костной ткани позвоночных, раковинах моллюсков, яичной скорлупе. Кальций… … Современная энциклопедия

КАЛЬЦИЙ — металл серебристо белого цвета, вязкий, ковкий, на воздухе быстро окисляющийся. Темп pa плавления 800 810°. В природе встречается в виде различных солей, образующих залежи мела, известняка, мрамора, фосфоритов, апатитов, гипса и др. На жел. дор.… … Технический железнодорожный словарь

КАЛЬЦИЙ — (лат. Calcium) Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,078, относится к щелочноземельным металлам. Название от латинского calx, родительный падеж calcis известь. Серебристо белый металл,… … Большой Энциклопедический словарь

КАЛЬЦИЙ — (символ Са), широко распространенный серебристо белый металл из группы ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ, впервые выделен в 1808 г. Содержится во многих горных породах и минералах, особенно в известняке и гипсе, а также в костях. В организме способствует… … Научно-технический энциклопедический словарь

Кальций — Ca (от лат. Calx, род. падеж calcis известь *а. calcium; н. Kalzium; ф. calcium; и. calcio), хим. элемент II группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 20, ат. м. 40,08. Cостоит из шести стабильных изотопов: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%),… … Геологическая энциклопедия

КАЛЬЦИЙ — КАЛЬЦИЙ, кальция, мн. нет, муж. (от лат. calx известь) (хим.). Химический элемент металл серебристо белого цвета, содержащийся в извести. Толковый словарь Ушакова. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 … Толковый словарь Ушакова

КАЛЬЦИЙ — КАЛЬЦИЙ, я, муж. Химический элемент, мягкий серебристо белый металл. | прил. кальциевый, ая, ое. Кальциевые соли. Толковый словарь Ожегова. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Толковый словарь Ожегова

КАЛЬЦИЙ — муж. металл, составляющий химическую основу извести. Кальцинировать что, пережигать металл, соль или камень. Кальцинация жен. действие это, пережиг, перекалка. Толковый словарь Даля. В.И. Даль. 1863 1866 … Толковый словарь Даля

КАЛЬЦИЙ — (Calcium), Ca, хим. элемент II группы периодич. системы элементов, ат. номер 20, ат. масса 40,08, относится к щелочноземельным металлам. ПриродныйК. состоит из смеси 6 стабильных изотопов с массовыми числами 40, 42 44, 46 и 48, среди к рых наиб.… … Физическая энциклопедия

Кальций – полезные свойства и особенности металла

Этот химический элемент жизненно важен в буквальном смысле: из него состоят наши кости и зубы. Кальций – это также морские раковины, цветные мелки, сталактиты и сталагмиты в пещерах.

Что представляет собой

Кальций – это химический элемент периодической системы Д. И. Менделеева под №20. Мягкий серебристо-белый металл блестит, но затем тускнеет под пленкой-оксидом.

Состоит из шести стабильных изотопов, при этом 97% состава приходится на Ca40.

Относится к щелочноземельным металлам.

Международное обозначение – Calcium (Ca).

История

Применение кальциевых минералов – мрамора, гипса, известняка – исчисляется тысячелетиями.

Гипс

Чистый металл первым в истории получил британский химик Гемфри Дэви (1808 год). Для этого он применил электролиз к смеси из оксида ртути и мокрой гашеной извести. Получив амальгаму, отделил ртуть.

Он же предложил латинское название элемента: calcis означает мягкий камень, известка.

Физико-химические характеристики

Кальций представлен двумя модификациями кубической решетки: с гране- и объемноцентрированной структурой.

Металл наделен многими достоинствами: пластичен, режется ножом, обрабатывается прессованием, прокаткой.

Химические свойства проявляются при нагревании:

Взаимодействие с горячей водой приводит к образованию водородного «фонтана». Но реакция проходит без взрывов или горения.
Взаимодействует с кислотами, неметаллами, образуя соединения.
Даже при комнатной температуре во влажном микроклимате покрывается пленкой.

Нагреваясь в кислороде либо на воздухе, кальций, его растворимые соли горят. Пламя получается красно-оранжевым. По цвету его легко отличить от других металлов.

Кальций в атмосфере аргона

Химическая активность вещества зашкаливает. Для устранения этого недостатка металл хранят в керосине, растопленном парафине либо закупоренном сосуде.

Уникальные свойства кальция как металла проявляются при усилении давления.

Под давлением он ведет себя как полупроводник, затем как металл, потом подобно сверхпроводнику. По проводимости в разы превосходит все химические элементы (например, ртуть – вшестеро).

Присутствие в природе

Кальций – третий по распространенности в земной коре среди металлов, пятый среди всех элементов. Четвертый по количеству минералов (385).

Однако высокая химическая активность исключает присутствие элемента в свободном виде:

Вещество с формулой СаСО3 – обычный мел.

Щелочноземельный металл обнаружен в каменных метеоритах – как почти ненаходимые на земле сульфиды.

Тонна земной коры содержит 32,7 кг кальция, литр морской воды – 410 мг.

Из морской воды кальций как строительный материал вытаскивают моллюски, кораллы.

Концентрацией кальция в составе определяется степень жесткости воды.

Технология получения

Конечный продукт промышленного производства – металлический кальций.

Металлический Кальций

Получение металла проходит двумя методами:

Электролиз. Расплавляют CaCl2, задействуя медно-кальциевый анод. Из полученного медно-кальциевого сплава (2:1) отгоняют металл.
Алюминотермия. Прокаливается смесь CaO и порошковый алюминий. Конденсат из кальциевых паров аккумулируется на охлаждаемой поверхности.

Для обоих способов получения металла требуется вакуум и 960-1900°С.

Единственный производитель кальция в Европе – Чепецкий механический завод. Его открыли в 1949 году для нужд отечественной урановой промышленности. Уже тогда СССР отработал процесс восстановления урана кальцием. Сегодняшний ассортимент шире.

Где используется

Утилитарные характеристики металла обусловили сферы применения.

Применение Кальция

Промышленность

Львиная доля продукции металлургических комбинатов достается промышленному комплексу.

Здесь миссия кальция многогранна:

Восстановление редкоземельных, тугоплавких элементов из соединений. Речь о хроме, никеле, меди, тории, уране.
Удаление серы из бензина, керосина, других нефтепродуктов.
Раскисление стали и сплавов цветных металлов.
Получение антифрикционных сплавов.
Очистка электровакуумных приборов от воздуха, других газов.
Обезвоживание органических растворителей.

Металл используется при производстве аккумуляторных батарей, подшипников, оболочек кабелей.

Наука

Изотоп Ca-48 – материал с высоким КПД для производства сверхтяжелых элементов.

Кальцием восстанавливают уран.

С его помощью ученые пополняют таблицу Менделеева.

Другие сферы

Кальциевые материалы нашли применение на бытовом уровне:

Строительный материал (известняк, гипс, мрамор).
Сырье при производстве гипса, включая медицинский.
Дезинфектор (хлорка).
Мелки для рисования.
Аптечные препараты, БАДы (особенно с витамином D).

Эстетично выглядящие образцы (флюорит, кальцинит, мрамор) попадают в минералогические коллекции.

Биологическое влияние

Кальций – важный для биологических организмов макроэлемент (1,6-2,1% по массе): он есть в растениях, организме животных, человека.

Жизненные процессы

Макроэлемент аккумулируется костями и зубами.

Известь (карбонат кальция) – строительный материал ракушек, кораллов, яичной скорлупы, накипи в чайнике.

Вещество задействовано в следующих процессах:

Свертывание крови.
Сокращение мышц.
Секреция гормонов.

Тело человека массой 60 кг содержит полтора килограмма кальция.

Достаточное количество металла критично для детей и подростков: их скелет растет каждую минуту. У младенцев может проявиться рахитичность.

Питание

Макроэлемент поступает в организм во время еды. В детском возрасте продукт номер один – молоко.

Рацион взрослых разнообразнее. Веществом насыщены продукты всех групп:

Цельнозерновой хлеб, гречка.
Морепродукты, рыба (особенно мягкие кости).
Бобовые.
Орехи, свежий кунжут.
Листовой салат, укроп, петрушка, спаржа.

Всасыванию кальция содействует лактоза, препятствуют кофе, углеводы, пальмовое масло, животные жиры (кроме сала).

Нормы

Суточная потребность в макроэлементе определяется возрастом (г):

Возраст (лет)	Количество кальция (мг)
0-6	1490
7-9	750
10-12 (мальчики)	910
10-12 (девочки)	1250
13-19	1250
20-49	1050
49+	1150-1350

Беременным и кормящим матерям требуется повышенная норма вещества.

Симптомы нехватки/переизбытка

Дефицит металла в организме проявляется многопланово:

судороги, онемение конечностей, суставная боль;
тахикардия;
гипертония;
расслоение, ломкость ногтей.

На ментальном плане это депрессия, нервозность.

Хроническая нехватка макроэлемента ведет к хрупкости костей (остеопорозу).

Об избытке макроэлемента сигнализируют отвращение к еде, неутолимая жажда, расстройство ЖКТ (тошнота, рвота), повышенное мочеотделение, слабость.

Избыток вещества опасен: организм «цементируется».

Максимальная суточная доза кальция для взрослых – 2,5 г.

На российском рынке представлена промышленная и аптечная продукция.

Цены на промышленный кальций (руб. / кг):

металлический – 450;
кусковой (чистота: 99,82%) – 1500;
хлористый технический – 47;
хлористый пищевой – 95.

Аптечный сегмент представлен отечественной и зарубежной продукцией. Упаковка глюконата кальция (10 таблеток) российского производства стоит 15-25 руб., препарата «Кальций-Д3 Никомед» – 300 – 700 руб.

Физические и химические свойства кальция и его роль в природе

Кальций (Ca) – легкий агрессивный металл серебристого цвета с беловатым оттенком. Он играет важную роль во многих сферах жизни. В свободном виде в природе его нет, так как он химически высокоактивен.

История открытия

В первом десятилетии 19-го века Хэмфри Дэви получил вещество без примесей. Он взял для электролиза катод на основе ртути и увлажненную гашеную известь. На первом этапе результат – сплав кальция и ртути. На втором, после удаления ртутной части – чистый элемент.

История названия «кальций» берет начало в том же веке от латинского “calx”, что переводится как известь.

Однако в древнем мире слово уже употреблялось для описания некоторых процессов, например для обжига известняка, гашения извести. Сам процесс термической обработки позднее получил название «кальцинация».

Кальций в таблице Менделеева

В системе Менделеева занимает 20 порядковое место, что относится ко второй группе и четвертому периоду.

Атомная масса вещества – 40,078 г/моль. Это металл, входящий в категорию щелочноземельных, s-семейство.

Строение атома

Атом имеет положительно заряженное ядро и область вокруг него с орбиталями. Ядро любого атома содержит протоны и нейтроны, соответственно, положительно и нейтрально заряженные частицы.

Ядро атома кальция содержит по 20 протонов и нейтронов. В области вокруг него находится 4 орбитали, по которым движется 20 электронов – отрицательно заряженных частиц. При этом электроны располагаются в порядке 2, 8, 8, 2.

Последняя орбиталь в электронном строении описывается как 4S², имеет 2 спаренных электрона, из-за чего валентность элемента равна 2. При образовании соединений отдает 2 электрона с внешнего слоя, выполняет функцию окислителя. Степень окисления равна +2.

Физические свойства

Это твердый металл серебряного цвета с беловатым оттенком в нормальных условиях. При постепенном нагревании переходит в жидкое агрегатное состояние, потом в газообразное.

Параметр	Значение
Плавление	При 842°С
Кипение	При 1484°С
Плотность	1,55 г/см³

Хорошо подвергается различным манипуляциям – режется, прессуется, прокатывается.

Аллотропия – способность химического элемента существовать в виде двух и более простых веществ, которые различаются по свойствам, химическому строению. Существует две аллотропные модификации:

альфа-Ca, устойчивый до 443°С;
бета-Ca, устойчив при температурах выше 443°С.

Различаются они моделью кубической решетки. У α-Ca она гранецентрированная, а у β-Ca объемноцентрированная.

Химический свойства

Является типичным представителем семейства щелочноземельных металлов. Кальций вступает в реакции с разными веществами, так как является химически активным.

Несмотря на свою высокую способность к взаимодействию, кальций не самый активный металл семейства. Степень окисления +2.

Кальций вступает в следующие химические реакции:

С кислородом взаимодействует в нормальных условиях, образуя оксид и выделяя тепло. Может даже загореться чистым красным огнем и белым дымом. Образуется оксид кальция — 2Ca + O₂ -> 2CaO.
С галогенами реагирует в нормальных условиях — Ca + Br₂ -> CaBr₂ – бромид.
С углеродом дает реакцию при нагреве. Аналогичными будут взаимодействия с водородом, кремнием и другими неметаллами — Ca + 2C -> CaC₂ – карбид.
С кислотами, иногда с мощным выделением тепла. Выделяют 2 варианта уравнения реакции кальция с серной кислотой: Ca + H₂SO₄(разбавленная) -> CaSO₄ + 2H₂ и Ca + H₂SO₄(концентрированная) -> CaSO₄ + SO₂ + 2H₂O. В обоих случаях результатом реакции будет соль сульфат, побочные продукты.
С водой реакция проходит с выделением тепла, но без воспламенений — Ca + 2H₂O -> Ca(OH)2 + H₂.

На воздухе металл покрывается сероватым налетом.

В реакции вступает много соединений элемента:

Соединения кальция и неметаллов в присутствии воды разлагаются до гидроксида, водорода — CaH₂ + H₂O -> Ca(OH)₂ + 2H₂.
Существует особенный перенос веществ, а именно превращение из карбоната в кислую его версию и обратно в разных условиях.
При реакции воды, обогащенной углекислым газом, с карбонатом кальция выделяется кислый карбонат, одновременно происходит растворение — СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.
В обратном случае кислый карбонат кальция нагревается под солнцем распадаясь на 3 компонента — Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2↑ + Н2О.

Рекомендовано не хранить кальций в открытом виде, а убирать в герметичную стеклянную посуду с добавлением парафина или керосина.

Кальций в природе

В целом вещество является пятым по распространенности на планете. К осадочным породам с кальцием в составе относят меловые отложения и известняк. В основном они состоят из кальцита, который в кристаллической форме представляет собой мрамор.

Элемент способен мигрировать в земной коре и из-за своей активности вступать в различные реакции, образуя минералы. Насчитывается более 380 минералов с участием этого компонента. Часто встречаются:

кальцит;
ангидрит;
апатит;
доломит.

Элемент содержится и в живых организмах. Большая часть, а именно гидроксиапатит, приходится на клетки костей, зубов. У губок, кораллов скелет целиком состоит из карбоната кальция.

Применение

В редких случаях кальций используется как самостоятельный компонент, чаще он находится в других веществах. В чистом виде применяется в восстановительных реакциях металлов из оксидов.

В металлургии востребован для удаления окислений или для получения трудно восстанавливаемых металлов, например урана или хрома.

В свинцовый аккумуляторах кальций используют как небольшую добавку. От общего объема вещества его меньше 1%. Однако этого достаточно, чтобы не дать аккумулятору перегреться или закипеть. Дополнительно элемент защищает основное вещество, свинец, от коррозии.

Используется для огнеупорных материалов и средств.

Соединения кальция применяются для получения:

Водорода вне лаборатории из гидрида.
Ацетилена и цианамида из карбида.

Каждый хоть раз видел мел, гипс, известняк. Первый используется для письма на досках, второй – в медицине и строительстве зданий, а третий – в качестве стройматериала, а также для пищевой, химической промышленности.

Из элемента поучают:

негашеную известь (CaO – оксид);
гашеную известь (Ca(OH)2 – гидроксид).

Отмечают биологическую роль элемента. Живым организмам он нужен для нормального сердцебиения. Его ионы участвуют в передаче сигнала по нервным клеткам, в работе мышц, в процессе свертывания крови.

Без кальция не существовало бы многих отраслей промышленности и даже жизни, так как он является важным макроэлементом.

А что вам известно о кальции? Сохраняйте статью, чтобы не потерять полезную информацию, делитесь ею в социальных сетях.

Кальций

Ca, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый лёгкий металл. Природный элемент представляет смесь шести стабильных изотопов: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, из которых наиболее распространён 40 Ca (96, 97%).

Соединения Ca — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Вплоть до конца 18 в. химики считали известь простым телом. В 1789 А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные. В 1808 Г. Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашёной извести с окисью ртути, приготовил амальгаму Ca, а отогнав из неё ртуть, получил металл, названный «кальций» (от лат. calx, родительный падеж calcis — известь).

Распространение в природе. По распространённости в земной коре Ca занимает 5-е место (после О, Si, Al и Fe); содержание 2,96% по массе. Он энергично мигрирует и накапливается в различных геохимических системах, образуя 385 минералов (4-е место по числу минералов). В мантии Земли Ca мало и, вероятно, ещё меньше в земном ядре (в железных метеоритах (См. Метеориты) 0,02%). Ca преобладает в нижней части земной коры, накапливаясь в основных породах; большая часть Ca заключена в полевом шпате — анортите Ca [Al₂Si₂O₈]; содержание в основных породах 6,72%, в кислых (граниты и др.) 1,58%. В биосфере происходит исключительно резкая дифференциация Ca, связанная главным образом с «карбонатным равновесием»: при взаимодействии углекислого газа с карбонатом CaCO₃ образуется растворимый бикарбонат Са (НСО₃)₂:

Эта реакция обратима и является основой перераспределения Ca. При высоком содержании CO₂ в водах Ca находится в растворе, а при низком содержании CO₂ в осадок выпадает минерал кальцит СаСОз, образуя мощные залежи известняка, мела, мрамора.

Огромную роль в истории Ca играет и биогенная миграция. В живом веществе из элементов — металлов Ca — главный. Известны организмы, которые содержат более 10% Ca (больше углерода), строящие свой скелет из соединений Ca, главным образом из СаСО₃ (известковые водоросли, многие моллюски, иглокожие, кораллы, корненожки и т.д.). С захоронением скелетов морских животных и растений связано накопление колоссальных масс водорослевых, коралловых и прочих известняков, которые, погружаясь в земные глубины и минерализуясь, превращаются в различные виды мрамора.

Огромные территории с влажным климатом (лесные зоны, тундра) характеризуются дефицитом Ca — здесь он легко выщелачивается из почв. С этим связано низкое плодородие почв, низкая продуктивность домашних животных, их малые размеры, нередко болезни скелета. Поэтому большое значение имеет известкование почв, подкормка домашних животных и птиц и т.д. Напротив, в сухом климате СаСО₃ трудно растворим, поэтому ландшафты степей и пустынь богаты Ca. В солончаках и солёных озёрах часто накапливается Гипс CaSO₄·2H₂O.

Реки приносят в океан много Ca, но он не задерживается в океанической воде (ср. содержание 0,04%), а концентрируется в скелетах организмов и после их гибели осаждается на дно преимущественно в форме СаСО₃. Известковые илы широко распространены на дне всех океанов на глубинах не более 4000 м (на больших глубинах происходит растворение СаСО₃, организмы там нередко испытывают дефицит Ca).

Важную роль в миграции Ca играют подземные воды. В известняковых массивах они местами энергично выщелачивают СаСО₃, с чем связано развитие Карста, образование пещер, сталактитов и сталагмитов. Помимо кальцита, в морях прошлых геологических эпох было широко распространено отложение фосфатов Ca (например, месторождения фосфоритов Каратау в Казахстане), доломита СаСО₃·MgCO₃, а в лагунах при испарении —гипса.

В ходе геологической истории росло биогенное карбонатообразование, а химическое осаждение кальцита уменьшалось. В докембрийских морях (свыше 600 млн. лет назад) не было животных с известковым скелетом; они приобрели широкое распространение начиная с кембрия (кораллы, губки и т.д.). Это связывают с высоким содержанием CO₂ в атмосфере докембрия.

Физические и химические свойства. Кристаллическая решётка α-формы Ca (устойчивой при обычной температуре) гранецентрированная кубическая а = 5,56 Å. Атомный радиус 1,97 Å, ионный радиус Ca 2+ , 1,04 Å. Плотность 1,54 г/см 3 (20 °С). Выше 464 °C устойчива гексагональная β-форма. t_пл 851°C, t_kип 1482 °C; температурный коэффициент линейного расширения 22․10 -6 (0—300 °C); теплопроводность при 20 °C 125,6 Вт/(м․К) или 0,3 кал/(см․сек°С); удельная теплоёмкость (0—100 °С) 623,9 дж/(кг․К) или 0,149 кал/(г․°C); удельное электросопротивление при 20°C 4,6․10 -8 ом․м или 4,6․10 -6 ом․см; температурный коэффициент электросопротивления 4,57․10 -3 (20 °C). Модуль упругости 26 Гн/м 2 (2600 кгс/мм 2 ); предел прочности при растяжении 60 Мн/м 2 (6 кгс/мм 2 ); предел упругости 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2 ), предел текучести 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2 ); относительное удлинение 50%; твердость по Бринеллю 200—300 Мн/м 2 (20—30 кгс/мм 2 ). К. достаточно высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Ca 4s 2 , в соответствии с чем Ca в соединениях 2-валентен. Химически Ca очень активен. При обычной температуре Ca легко взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, поэтому его хранят в герметически закрытых сосудах или под минеральным маслом. При нагревании на воздухе или в кислороде воспламеняется, давая основной окисел CaO (см. Кальция окись). Известны также перекиси Ca — CaO₂ и СаО₄. С холодной водой Ca взаимодействует сначала быстро, затем реакция замедляется вследствие образования пленки Ca (OH)₂ (см. Кальция гидроокись). Ca энергично взаимодействует с горячей водой и кислотами, выделяя H₂ (кроме концентрированной HNO₃). С фтором реагирует на холоду, а с хлором и бромом — выше 400 °С, давая соответственно CaF₂, CaCl₂ и CaBr₂ (см. Кальция фторид, Кальция хлорид, Кальция бромид). Эти галогениды в расплавленном состоянии образуют с Ca так называемого субсоединения — CaF, CaCI, в которых Ca формально одновалентен. При нагревании Ca c серой получается Кальция сульфид CaS, последний присоединяет серу, образуя полисульфиды (CaS₂, CaS₄ и др.). Взаимодействуя с сухим водородом при 300—400 °C Ca образует гидрид CaH₂ — ионное соединение, в котором водород является анионом. При 500 °C Ca и азот дают нитрид Ca₃N₂; взаимодействие Ca с аммиаком на холоду приводит к комплексному аммиакату Ca [NH₃]₆. При нагревании без доступа воздуха с графитом, кремнием или фосфором Ca дает соответственно Карбид кальция CaC₂, силициды CaSi₂ и фосфид Ca₃P₂. Ca образует интерметаллические соединения с Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn и др.

Получение и применение. В промышленности Ca получают двумя способами: 1) нагреванием брикетированной смеси CaO и порошка Al при 1200 °С в вакууме 0,01—0,02 мм рт. ст.; выделяющиеся по реакции: 6CaO +2Al = 3 СаО․l₂O₃ + 3Са пары Ca конденсируются на холодной поверхности; 2) электролизом расплава CaCl₂ и KCl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Cu — Ca (65% Ca), из которого Ca отгоняют при температуре 950—1000 °С в вакууме 0,1—0,001 мм рт. ст.

В виде чистого металла Ca применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов из их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и др. сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примеси азота и в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах. Большое применение в технике получили Антифрикционные материалы системы Pb—Na—Ca, а также сплавы Pb—Ca, служащие для изготовления оболочки электрических кабелей. Сплав Ca—Si—Ca (силикокальций) применяется как раскислитель и дегазатор в производстве качественных сталей. О применении соединений К. см. в соответствующих статьях.

Кальций в организме. Ca — один из биогенных элементов (См. Биогенные элементы), необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных и растений. Лишь редкие организмы могут развиваться в среде, лишённой Ca у некоторых организмов содержание Ca достигает 38%; у человека — 1,4—2%. Клетки растительных и животных организмов нуждаются в строго определённых соотношениях ионов Ca 2+ , Na + и К + во внеклеточных средах. Растения получают Ca из почвы. По их отношению к Ca растения делят на кальцефилов (См. Кальцефилы) и кальцефобов (См. Кальцефобы). Животные получают Ca с пищей и водой. Ca необходим для образования ряда клеточных структур, поддержания нормальной проницаемости наружных клеточных мембран, для оплодотворения яйцеклеток рыб и др. животных, активации ряда ферментов. Ионы Ca 2+ передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая его сокращение, увеличивают силу сердечных сокращений повышают фагоцитарную функцию лейкоцитов, активируют систему защитных белков крови, участвуют в её свертывании. В клетках почти весь Ca находится в виде соединений с белками, нуклеиновыми кислотами, фосфолипидами, в комплексах с неорганическими фосфатами и органическими кислотами. В плазме крови человека и высших животных только 20—40% Ca может быть связано с белками. У животных, обладающих скелетом, до 97—99% всего Ca используется в качестве строительного материала: у беспозвоночных в основном в виде CaCO₃ (раковины моллюсков, кораллы), у позвоночных — в виде фосфатов. Многие беспозвоночные запасают Ca перед линькой для построения нового скелета или для обеспечения жизненных функции в неблагоприятных условиях.

Содержание Ca в крови человека и высших животных регулируется гормонами паращитовидных и щитовидной желёз. Важнейшую роль в этих процессах играет витамин D. Всасывание Ca происходит в переднем отделе тонкого кишечника. Усвоение Ca ухудшается при снижении кислотности в кишечнике и зависит от соотношения Ca, Р и жира в пище. Оптимальные соотношения Ca/P в коровьем молоке около 1,3 (в картофеле 0,15, в бобах 0,13, в мясе 0,016). При избытке в пище Р или щавелевой кислоты всасывание Ca ухудшается, Желчные кислоты ускоряют его всасывание. Оптимальные соотношения Са/жир в пище человека 0,04—0,08 г Ca на 1 г жира. Выделение Ca происходит главным образом через кишечник. Млекопитающие в период лактации (См. Лактация) теряют много Ca с молоком. При нарушениях фосфорно-кальциевого обмена у молодых животных и детей развивается Рахит, у взрослых животных — изменение состава и строения скелета (Остеомаляция).

В медицине применение препаратов Ca устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Ca 2+ в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Ca снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, крапивница, ангионевротический отёк, сенная лихорадкаи др.). Препараты Ca уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных и экссудативных процессах (пневмония, плеврит, эндометрит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают как кровоостанавливающие средства, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки; как слабые мочегонные и как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с др. средствами препараты Ca применяют для стимулирования родовой деятельности. Хлористый кальций вводят через рот и внутривенно. Оссокальцинол (15%-ная стерильная суспензия особым образом приготовленного костного порошка в персиковом масле) предложен для тканевой терапии. К препаратам Ca относится также гипс (CaSO₄), применяемый в хирургии для гипсовых повязок, и мел (СаСО₃), назначаемый внутрь при повышенной кислотности желудочного сока и для приготовления зубного порошка.

Лит.: Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963, с. 370—75; Родякин В. В., Кальций, его соединения и сплавы, М., 1967; Капланский С. Я., Минеральный обмен, М. — Л.,1938; Вишняков С. И., Обмен макроэлементов у сельскохозяйственных животных, М., 1967.

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия . 1969—1978 .

Кальций (Ca от лат. Calcium ) — элемент второй группы (по старой классификации — главной подгруппы второй группы), четвёртого периода, с атомным номером 20. Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Впервые получен в чистом виде Г. Дэви в 1808 году.

Содержание

1 История и происхождение названия
2 Нахождение в природе
- 2.1 Изотопы
- 2.2 В горных породах и минералах
- 2.3 Миграция в земной коре
- 2.4 В биосфере
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 оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные.

Нахождение в природе

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности (3-е среди металлов) после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л .

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 Ca 20
и 48
20 Ca 28
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[Al₂Si₂O₈].

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO₃, ангидрит CaSO₄, алебастр CaSO₄·0.5H₂O и гипс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, апатиты Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), доломит MgCO₃·CaCO₃. 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:

(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 Ca₅(PO₄)₃OH, или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂·Ca(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4—2 % Ca (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 CaCl₂ (75—80 %) и KCl или из CaCl₂ и CaF₂, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C 4CaO + 2Al → CaAl₂O₄ + 3Ca

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 ΔH 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

Кальций — типичный щёлочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем более тяжёлых щёлочноземельных 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 щёлочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

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:

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом, йодом) кальций реагирует при обычных условиях:

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным пламенем с оранжевым оттенком («кирпично-красным»). С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Кроме получающихся в этих реакциях фосфида кальция Ca₃P₂ и силицида кальция Ca₂Si, известны также фосфиды кальция составов CaP и CaP₅ и силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты. Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

Ион Ca 2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, йодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат CaC₂O₄ и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция CaCO₃, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Ca(HCO₃)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, а в тех местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землёй могут образоваться огромные карстовые полости и провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

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 CaCO₃. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

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

Кальций — распространённый макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят «скелеты» большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10 −4 ммоль/л , в межклеточных жидкостях около 2,5 ммоль/л .

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых в возрасте 19—50 лет и детей 4—8 лет включительно дневная потребность (RDA) составляет 1000 мг , а для детей в возрасте от 9 до 18 лет включительно — 1300 мг в сутки . В подростковом возрасте потребление достаточного количества кальция очень важно из-за интенсивного роста скелета. Однако по данным исследований в США всего 11 % девочек и 31 % мальчиков в возрасте 12—19 лет достигают своих потребностей. В сбалансированной диете большая часть кальция (около 80 %) поступает в организм ребёнка с молочными продуктами. Оставшийся кальций приходится на зерновые (в том числе цельнозерновой хлеб и гречку), бобовые, апельсины, зелень, орехи. Всасывание кальция в кишечнике происходит двумя способами: через клетки кишечника (трансцеллюлярно) и межклеточно (парацелюллярно). Первый механизм опосредован действием активной формы витамина D (кальцитриола) и её кишечными рецепторами. Он играет большую роль при малом и умеренном потреблении кальция. При большем содержании кальция в диете основную роль начинает играть межклеточная абсорбция, которая связана с большим градиентом концентрации кальция. За счёт чрезклеточного механизма кальций всасывается в большей степени в двенадцатиперстной кишке (из-за наибольшей концентрации там рецепторов в кальцитриолу). За счёт межклеточного пассивного переноса абсорбция кальция наиболее активна во всех трёх отделах тонкого кишечника. Всасыванию кальция парацеллюлярно способствует лактоза (молочный сахар).

Усвоению кальция препятствуют некоторые животные жиры (включая жир коровьего молока и говяжий жир, но не сало) и пальмовое масло. Содержащиеся в таких жирах пальмитиновая и стеариновая жирные кислоты отщепляются при переваривании в кишечнике и в свободном виде прочно связывают кальций, образуя пальмитат кальция и стеарат кальция (нерастворимые мыла). В виде этого мыла со стулом теряется как кальций, так и жир. Этот механизм ответственен за снижение всасывания кальция, снижение минерализации костей и снижение косвенных показателей их прочности у младенцев при использовании детских смесей на основе пальмового масла (пальмового олеина). У таких детей образование кальциевых мыл в кишечнике ассоциируется с уплотнением стула, уменьшением его частоты, а также более частым срыгиванием и коликами.

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.

Избыточные дозы кальция и витамина D могут вызвать гиперкальцемию. Максимальная безопасная доза для взрослых в возрасте от 19 до 50 лет включительно составляет 2500 мг в сутки (около 340 г сыра Эдам).

Читайте также: