KALCIJS: ĪPAŠĪBAS, STRUKTŪRA, IEGŪŠANA, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Kalcija ir sārmzemju metāls, kas pieder pie 2 (Mr. Becambara) grupas periodiskās tabulas. Šis metāls ieņem piekto vietu starp zemes garozā esošajiem elementiem; aiz dzelzs un alumīnija. To attēlo ķīmiskais simbols Ca, un tā atomu skaits ir 20.

Kalcijs veido 3,64% no zemes garozas un ir visbagātākais metāls cilvēka ķermenī, kas veido 2% no tā svara. Viņš pēc būtības nav brīvs; bet tā ir daļa no neskaitāmajiem minerāliem un ķīmiskajiem savienojumiem.

Augstas tīrības metālisks kalcijs, kas tiek glabāts minerāleļļā, lai aizsargātu to no skābekļa un mitruma. Avots: 2 × 910

Piemēram, tas ir atrodams minerālā kalcītā, kas savukārt ir kaļķakmens daļa. Kalcija karbonāts atrodas uz zemes kā marmors, dolomīts, olu čaula, koraļļi, pērles, stalaktīti, stalagmīti, kā arī daudzu jūras dzīvnieku vai gliemežu čaumalās.

Turklāt kalcijs ir daļa no citiem minerāliem, piemēram, ģipša, anhidrīta, fluorīta un apatīta. Tad nav pārsteidzoši, ka tas ir sinonīms kauliem kultūras līmenī.

Saskaroties ar gaisu, kalcijs tiek pārklāts ar dzeltenīgu pārklājumu, kas ir kalcija oksīda, nitrīda un hidroksīda maisījuma produkts. Tomēr svaigi sagriezta virsma ir spoža, sudrabaini bālgana. Tas ir mīksts ar cietību pēc Mosa skalas 1,75.

Kalcijs dzīvās būtnēs veic daudzas funkcijas, starp tām tas ir daļa no savienojumiem, kas nosaka kaulu sistēmas struktūru un darbību; tas iejaucas koagulācijas kaskādē, aktivizējot vairākus koagulācijas faktorus, kas identificēti kā IV faktors.

Turklāt kalcijs ir iesaistīts muskuļu kontrakcijā, kas ļauj savienot kontraktilās olbaltumvielas (aktīnu un miozīnu); un atvieglo dažu neirotransmiteru, ieskaitot acetilholīna, izdalīšanos.

Ķīmiski tas gandrīz vienmēr piedalās savos organiskajos vai neorganiskajos savienojumos, piemēram, divvērtīgajā katjonā Ca ²⁺ . Tas ir viens no katjoniem ar augstāko koordinācijas numuru, tas ir, tas var mijiedarboties ar vairākām molekulām vai joniem vienlaikus.

Vēsture

Senatnē

Kalcija savienojumus, piemēram, kaļķi (CaO) vai ģipsi (CaSO ₄ ), cilvēks izmantojis gadu tūkstošiem ilgi, ignorējot to ķīmisko struktūru. Kaļķi kā celtniecības materiāls un apmetums skulptūru izgatavošanai tika izmantoti 7000 gadus pirms mūsu ēras

Mesopotāmijā tika atrasta kaļķu krāsns, kas tika izmantota 2500. gadā pirms mūsu ēras. Gandrīz Gīzas Lielās piramīdas būvniecības laikā tika izmantots ģipsis.

Identifikācija un izolēšana

Džozefs Melnais (1755) paskaidroja, ka kaļķi ir vieglāki par kaļķakmeni (kalcija karbonātu), kas tam piešķir izcelsmi. Tas ir tāpēc, ka karsēšanas laikā tas zaudē oglekļa dioksīdu.

Antuāns Lavoisers (1787) secināja, ka kaļķiem jābūt nezināma ķīmiska elementa oksīdam.

Sers Humfrijs Deivijs (1808) tieši tajā gadā, kad atklāja boru, to pašu izdarīja ar kalciju, izmantojot elektrolīzes paņēmienu, kuru izmantoja Jakar Berzelius un Magnus Martin.

Davy izolēts kalcijs un magnijs, izmantojot to pašu eksperimentālo dizainu. Viņš sajauca kalcija oksīdu ar dzīvsudraba (II) oksīdu uz platīna plāksnes, ko izmantoja kā anodu (+), bet katods (-) bija platīna stieple, kas daļēji iegremdēta dzīvsudrabā.

Elektrolīzes rezultātā tika iegūta kalcija un dzīvsudraba amalgama. Lai attīrītu kalciju, amalgama tika destilēta. Tomēr tīrs kalcijs netika iegūts.

Īpašības

Izskata apraksts

Sudrabaini bālgans metāls, nokļūstot gaisā, mainās uz pelēcīgi baltu. Mitrā gaisā tas kļūst duļķaini zili pelēks. Ciets vai sauss pulveris. Kristāla struktūra ir centrēta uz sejas.

Atomsvars

40,078 g / mol.

Kušanas punkts

842 ° C.

Vārīšanās punkts

1,484 ° C.

Blīvums

-1,55 g / cm ³ istabas temperatūrā.

-1,378 g / cm ³ šķidrā stāvoklī kušanas temperatūrā.

Saplūšanas karstums

8,54 kJ / mol.

Iztvaikošanas siltums

154,7 kJ / mol.

Molārā kaloritāte

25,929 J / (mol · K).

Īpatnējā kaloritāte

0,63 J / gK

Elektronegativitāte

1,0 pēc Polainga skalas

Jonizācijas enerģija

-Pirmā jonizācija 589,8 kJ / mol

-Sekundā jonizācija 1,145 kJ / mol

-Trešā jonizācija 4,912 kJ / mol

-Ceturtā jonizācija 6,490,57 kJ / mol, un ir vēl 4 jonizācijas enerģijas.

Atomu radio

197.00

Kovalentais rādiuss

176 ± 10 vakarā

Termiska izplešanās

22,3 µm / m · K pie 20 ° C.

Siltumvadītspēja

201 W / m K

Elektriskā pretestība

336 nΩ · m 20 ° C temperatūrā.

Cietība

1,75 pēc Mosa skalas.

Izotopi

Kalcijam ir 6 dabiskie izotopi: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca un ⁴⁸ Ca un 19 radioaktīvie sintētiskie izotopi. Visizplatītākie izotopi ir ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) un ⁴² Ca (0,647%).

Reaģētspēja

Kalcijs spontāni reaģē ar ūdeni, veidojot kalcija hidroksīdu un ūdeņraža gāzi. Gaisā reaģē ar skābekli un slāpekli, attiecīgi veidojot kalcija oksīdu un kalcija nitrīdu. Sadalot, tas spontāni deg gaisā.

Karsējot kalciju, tas reaģē ar ūdeņradi, veidojot halogenīdu. Tas arī reaģē ar visiem halogēniem, veidojot halogenīdus. Tas reaģē arī ar boru, sēru, oglekli un fosforu.

Kalcija uzbūve un elektronu konfigurācija

Kalcija atomi ir savienoti ar metāliskām saitēm, veicinot to divu valences elektronu pieplūdumu elektronos. Tādējādi Ca atomu un iegūto elektronisko joslu mijiedarbība beidzas ar kristāla noteikšanu ar uz seju vērstu kubisko struktūru (ccc, spāņu valodā vai fcc, angļu valodā, ar seju centrētam kubikam).

Ja šis kalcija ccc kristāls tiek uzkarsēts līdz temperatūrai ap 450 ° C, tam tiek veikta pāreja uz hcp fāzi (kompakts sešstūrains vai tuvākais iesaiņotais sešstūris). Citiem vārdiem sakot, struktūra kļūst blīvāka, it kā elektronu kustība un atomu vibrācijas samazinātu attālumu, kas tos atdala.

Kalcija atomam ir šāda elektroniskā konfigurācija:

4s ²

Kas varētu izskaidrot, ka divi šī metāla valences elektroni nāk no tā attālākās 4s orbitāles. Kad tie tos zaudē, ^veidojas divvērtīgais katjons Ca ^{2+, kas ir} izoelektroniski līdz cēlgāzes argonam; tas ir, gan Ar, gan Ca ²⁺ ir vienāds elektronu skaits.

Tas ir 4s orbitāles kalcija, kas apvieno, lai noteiktu šo kristālu valences joslu. Tas pats notiek ar tukšām 4p orbītām, kuras izveido vadītspējas joslu.

Iegūšana

Kalciju komerciāli ražo izkausēta kalcija hlorīda elektrolīzē. Pie elektrodiem notiek šādas reakcijas:

Pie anoda: 2Cl ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Kalcijs kā metāls nogulsnējas uz katoda, sagūstot elektronus no jonu kalcija.

Pie katoda: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (s)

Nelielā apjomā kalciju var iegūt, reducējot kalcija oksīdu ar alumīniju vai kalcija hlorīdu ar metālisku nātriju.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

Lietojumprogrammas

Elementārais kalcijs

Stikla sīpolu ražošanā kā piedevu izmanto kalciju, ko sīpolu pievieno sākotnējā ražošanas posmā. To pievieno arī beigās, lai tas apvienojas ar gāzēm, kas palikušas spuldzes iekšpusē.

To izmanto kā dezintegrētāju metālu, piemēram, vara un tērauda ražošanā. Lai izveidotu dzirksteles, šķiltavu pārsegumos izmanto kalcija un cēzija sakausējumu. Kalcijs ir reducējošs līdzeklis, bet tam ir arī deoksidācijas un deoksidācijas pielietojumi.

Kalciju izmanto metālu, piemēram, hroma, torija, urāna, cirkonija un citu, sagatavošanā no to oksīdiem. To izmanto kā leģējošu aģentu alumīnija, vara, svina, magnija un citu parasto metālu ražošanai; un kā deoksidators dažiem sakausējumiem augstā temperatūrā.

Kalcijs sakausējumā ar svinu (0,04%) kalpo kā telefona kabeļu apvalks. To lieto sakausējumā ar magniju ortopēdiskos implantos, lai pagarinātu to mūžu.

Kalcija karbonāts

Tas ir pildviela keramikā, stiklā, plastmasā un krāsās, kā arī izejviela kaļķu ražošanai. Augstas tīrības pakāpes sintētisko karbonātu medicīniski lieto kā antacīdu un uztura kalcija piedevu. To lieto arī kā piedevu pārtikā.

Kalcija oksīds

Kalcija oksīds tiek izmantots būvniecībā, tiek izmantots sienu finierēšanai. Tas ir iestrādāts arī betonā. 19. gadsimtā tika sadedzināti kalcija oksīda bloki, lai apgabalus apgaismotu ar intensīvu baltu gaismu.

Kaļķi (atkal kalcija oksīds) tiek izmantoti, lai no tērauda noņemtu tādas nevēlamas sastāvdaļas kā silīcija dioksīds (SiO ₂ ), kas atrodas dzelzs materiālā. Reakcijas produkts ir kalcija silikāts (CaSiO ₃ ), ko sauc par “izdedžiem”.

Kaļķi apvienojas ar ūdeni, veidojot kalcija hidroksīdu; Šis savienojums flokulējas un nogrimst, pievilinot piemaisījumus tvertņu apakšā.

Dūmvadu iekšpuse ir izklāta ar kaļķiem, lai rūpnīcās izvadītu izgarojumus. Piemēram, tas uztver sēra dioksīdu (SO ₂ ), kas veicina skābo lietu, un pārveido to par kalcija sulfītu (CaSO ₃ ).

Kalcija hlorīds

Kalcija hlorīds tiek izmantots, lai kontrolētu ledu uz ceļiem; Kondicionieris tomātiem, kas atrodas konservos; automobiļu un kravas automašīnu virsbūvju ražošana.

Kalcija sulfāts

To parasti pasniedz kā CaSO ₄ · 2H ₂ O (ģipsi), un to izmanto kā augsnes ielabotāju. Kalcinēts ģipsis tiek izmantots flīžu, dēļu un līstīšu ražošanā. To lieto arī kaulu lūzumu imobilizēšanai.

Kalcija fosfāti

Kalcija fosfāti dabā ir atrodami dažādās formās un tiek izmantoti kā mēslojums. Skābo kalcija sāli (CaH ₂ PO ₄ ) izmanto kā plastmasas mēslojumu un stabilizatoru. Kalcija fosfāts ir atrodams kā kaulu audu sastāvdaļa, īpaši kā hidroksiapatīts.

Citi kalcija savienojumi

Ir daudz kalcija savienojumu ar dažādiem pielietojumiem. Piemēram, acetilēna iegūšanai tiek izmantots kalcija karbīds, ko izmanto metināšanas kabatas lukturīšos. Kalcija alginātu izmanto kā sabiezinātāju pārtikas produktos, piemēram, saldējumā.

Kalcija hipohlorītu izmanto kā balinošu līdzekli, dezodorantu, fungicīdu un algaecīdu.

Kalcija permanganāts ir raķešu propelenta šķidrums. To izmanto arī kā ūdens attīrīšanas līdzekli tekstilizstrādājumu ražošanā.

Bioloģiskā funkcija

Kalcijs dzīvās būtnēs pilda daudzas funkcijas:

-Tas iejaucas koagulācijas kaskādē kā IV faktors.

-Tas ir nepieciešams, lai aktivizētu vairākus koagulācijas faktorus, ieskaitot trombīnu.

- Skeleta muskuļos kalcijs atbrīvo olbaltumvielu sistēmas nomācošo iedarbību uz muskuļu kontrakcijām, ļaujot veidot aktīna-miozīna tiltus, kas izraisa kontrakciju.

-Stabilizē uzbudināmo šūnu jonu kanālus. Hipokalciēmijas gadījumā tiek aktivizēti nātrija kanāli, kas izraisa nātrija iekļūšanu šūnās, radot ilgstošu kontrakciju (tetaniju), kas var būt letāla.

-Turklāt kalcijs veicina neirotransmitera acetilholīna izdalīšanos presinaptiskajos termināļos.

Riski un piesardzības pasākumi

Reaģē ar ūdeni eksotermiski. Tāpēc norijot, tas var izraisīt nopietnu mutes, barības vada vai kuņģa traumu.

Darbinieki ir pakļauti šim riskam vietās, kur tiek ražots kalcija elements vai vietās, kur tiek uzklāts metāls. Piesardzības pasākumi ir jāaizsargā sevi ar maskām, kas izvairās no putekļu ieelpošanas, apģērba un atbilstošas ​​ventilācijas.

Hiperkalcēmija ir ārkārtīgi bīstama, un to galvenokārt var izraisīt pārmērīga epitēlijķermenīšu sekrēcija vai pārmērīga D vitamīna uzņemšana. Pārmērīga kalcija uzņemšana, piemēram, vairāk nekā 2,5 g dienā, reti ir hiperkalciēmijas cēlonis. .

Lieko kalciju uzkrājas nierēs, izraisot nierakmeņu veidošanos un nieru nefrozi. Turklāt kalcija uzkrāšanās asinsvadu sieniņās maina to elastību, kas varētu būt hipertensijas, palēninātas asins plūsmas un trombozes cēlonis.

Pamata piesardzība ir kalcēmijas iekļaušana laboratorijas testos, kad ārsts novēro pacienta simptomu pazīmes, kas liek aizdomas par hiperkalciēmiju un sāk atbilstošu ārstēšanu.

Atsauces

1. W. Hull. (1921). Kalcija kristāla struktūra. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019. gads). Kalcijs. Atgūts no: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Kalcijs. Ķīmija izskaidrota. Atgūts no: chemistryexplained.com
4. Timotijs P. Hanusa. (2019. gada 11. janvāris). Kalcijs. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
5. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Kalcijs. PubChem datu bāze. CID = 5460341. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019. gads). Kalcijs: pirmās nepieciešamības vielas. Atgūts no: webelements.com