Institut moderne de physiologie nommé d'après Pavlov. Voyez de quoi porte le nom "l'Institut de physiologie"

Histoire et origine du nom

Le nom de l'élément vient de Lat. calx (au génitif calcis) - "chaux", "pierre tendre". Il a été proposé par le chimiste anglais Humphry Davy, qui a isolé le calcium métallique par la méthode électrolytique en 1808. Davy a soumis un mélange de chaux éteinte humide à l'électrolyse sur une plaque de platine, qui servait d'anode. La cathode était un fil de platine immergé dans un liquide. À la suite de l'électrolyse, un amalgame de calcium a été obtenu. Après en avoir distillé du mercure, Davy a obtenu un métal appelé calcium.

Isotopes

Le calcium se présente dans la nature sous la forme d'un mélange de six isotopes : 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca et 48 Ca, parmi lesquels le plus courant - 40 Ca - représente 96,97 %. Les noyaux de calcium contiennent un nombre magique de protons : Z= 20 . Isotopes 40
20Ca20
Et 48
20Ca28
sont deux des cinq noyaux doublement magiques existant dans la nature.

Sur six isotopes naturels le calcium cinq est stable. Le sixième isotope 48 Ca, le plus lourd des six et très rare (son abondance isotopique n'est que de 0,187 %), subit une double désintégration bêta avec une demi-vie de (4,39 ± 0,58)⋅10 19 ans.

Dans les roches et les minéraux

Le calcium, migrant vigoureusement dans la croûte terrestre et s'accumulant dans divers systèmes géochimiques, forme 385 minéraux (le quatrième plus grand nombre de minéraux).

La plupart le calcium est contenu dans les silicates et aluminosilicates de divers rochers(granites, gneiss, etc.), notamment dans les feldspaths - anorthites Ca.

Minéraux de calcium tels que calcite CaCO 3 , anhydrite CaSO 4 , albâtre CaSO 4 ·0,5H 2 O et gypse CaSO 4 ·2H 2 O, fluorite CaF 2 , apatites Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomite MgCO 3 ·CaCO 3 . La présence de sels de calcium et de magnésium dans eau naturelle sa dureté est déterminée.

Une roche sédimentaire constituée principalement de calcite cryptocristalline est le calcaire (une de ses variétés est la craie). Le métamorphisme régional transforme le calcaire en marbre.

Migration dans la croûte terrestre

Dans la migration naturelle du calcium, un rôle important est joué par « l'équilibre carboné » associé à réaction réversible interaction du carbonate de calcium avec l'eau et dioxyde de carbone avec formation de bicarbonate soluble :

(l'équilibre se déplace vers la gauche ou la droite en fonction de la concentration de dioxyde de carbone).

La migration biogénique joue un rôle énorme.

Dans la biosphère

Les composés du calcium se trouvent dans presque tous les tissus animaux et végétaux (voir ci-dessous). Une quantité importante de calcium se trouve dans les organismes vivants. Ainsi, l'hydroxyapatite Ca 5 (PO 4) 3 OH, ou, dans une autre entrée, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, constitue la base du tissu osseux des vertébrés, y compris les humains ; Les coquilles et coquilles de nombreux invertébrés, coquilles d'œufs, etc. sont constituées de carbonate de calcium CaCO 3. Dans les tissus vivants des humains et des animaux, il y a 1,4 à 2 % de Ca (selon fraction massique); dans un corps humain pesant 70 kg, la teneur en calcium est d'environ 1,7 kg (principalement dans la substance intercellulaire du tissu osseux).

Reçu

Le calcium métallique libre est obtenu par électrolyse d'une masse fondue constituée de CaCl 2 (75-80 %) et de KCl ou de CaCl 2 et CaF 2, ainsi que par réduction aluminothermique de CaO à 1 170-1 200 °C. 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Al\rightarrow CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Propriétés physiques

Le calcium métal existe sous deux modifications allotropiques. Stable jusqu'à 443 °C α-Ca avec un réseau cubique à faces centrées (paramètre UN= 0,558 nm), plus stable β-Ca avec type de treillis cubique centré sur le corps α-Fe(paramètre un= 0,448 nm). Enthalpie standard Δ H 0 (\ displaystyle \ Delta H ^ (0)) transition α → β est de 0,93 kJ/mol.

Avec une augmentation progressive de la pression, il commence à présenter les propriétés d'un semi-conducteur, mais ne devient pas un semi-conducteur au sens plein du terme (ce n'est plus non plus un métal). Avec une nouvelle augmentation de la pression, il revient à l'état métallique et commence à présenter des propriétés supraconductrices (la température de supraconductivité est six fois supérieure à celle du mercure et dépasse de loin tous les autres éléments en termes de conductivité). Le comportement unique du calcium est similaire à bien des égards à celui du strontium (c'est-à-dire des parallèles dans tableau périodique sont sauvegardés).

Propriétés chimiques

Dans la série des potentiels standards, le calcium est situé à gauche de l’hydrogène. Le potentiel d'électrode standard du couple Ca 2+ /Ca 0 est de −2,84 V, de sorte que le calcium réagit activement avec l'eau, mais sans inflammation :

(\displaystyle (\mathsf (Ca+2H_(2)O\rightarrow Ca(OH)_(2)+H_(2)\uparrow .)))

La présence de bicarbonate de calcium dissous dans l’eau détermine en grande partie la dureté temporaire de l’eau. On l'appelle temporaire car lorsque l'eau bout, le bicarbonate se décompose et le CaCO 3 précipite. Ce phénomène conduit, par exemple, au fait que du tartre se forme au fil du temps dans la bouilloire.

Application Application principale calcium métal - c'est son utilisation comme agent réducteur dans la production de métaux, notamment du nickel, du cuivre et de l'acier inoxydable. Le calcium et son hydrure sont également utilisés pour produire des métaux difficiles à réduire comme le chrome, le thorium et l'uranium. Les alliages de calcium et de plomb sont utilisés dans certains types de piles

Le calcium est largement utilisé en métallurgie pour la désoxydation de l'acier, avec l'aluminium ou en combinaison avec celui-ci. Le traitement hors four avec des fils contenant du calcium occupe une position de leader en raison de l'influence multifactorielle du calcium sur l'état physico-chimique de la masse fondue, la macro et la microstructure du métal, la qualité et les propriétés des produits métalliques et fait partie intégrante partie intégrante de la technologie de production d'acier. Dans la métallurgie moderne, le fil d'injection est utilisé pour introduire du calcium dans la masse fondue, qui est du calcium (parfois silicocalcique ou aluminocalcique) sous forme de poudre ou de métal pressé dans une gaine en acier. Parallèlement à la désoxydation (élimination de l'oxygène dissous dans l'acier), l'utilisation du calcium permet d'obtenir des inclusions non métalliques de nature, de composition et de forme favorables et qui ne sont pas détruites lors d'opérations technologiques ultérieures.

L'isotope 48 Ca est l'un des matériaux efficaces et couramment utilisés pour la production d'éléments super-lourds et la découverte de nouveaux éléments du tableau périodique. En effet, le calcium-48 est un noyau doublement magique, sa stabilité lui permet donc d'être suffisamment riche en neutrons pour un noyau léger ; pendant la synthèse noyaux superlourds un excès de neutrons est nécessaire.

Rôle biologique

La concentration de calcium dans le sang, en raison de son importance pour un grand nombre de processus vitaux, est régulée avec précision, et lorsque une bonne nutrition et une consommation adéquate de produits laitiers faibles en gras et une carence en vitamine D ne se produisent pas. Une carence à long terme en calcium et/ou en vitamine D dans l’alimentation augmente le risque d’ostéoporose et provoque le rachitisme chez les nourrissons.

Remarques

1. Dureté Brinell 200-300 MPa
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Poids atomiques des éléments 2011 (Rapport technique IUPAC) // Chimie pure et appliquée. - 2013. - Vol. 85, non. 5. - P. 1047-1078. -DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02.
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12. Modèle de coque du noyau
13. Comité de l'Institute of Medicine (États-Unis) chargé d'examiner les apports alimentaires de référence en vitamine D et en calcium ; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, éditeurs (2011).

São– l'oxyde de calcium ou chaux vive, obtenu par décomposition du calcaire : CaCO 3 = CaO + CO 2 est un oxyde d'un métal alcalino-terreux, il interagit donc activement avec l'eau : CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – hydroxyde de calcium ou chaux éteinte, donc la réaction CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 est appelée extinction de la chaux. Si la solution est filtrée, le résultat est de l'eau de chaux - il s'agit d'une solution alcaline, elle change donc la couleur de la phénolphtaléine en pourpre.

La chaux éteinte est largement utilisée dans la construction. Son mélange avec du sable et de l'eau constitue un bon liant. Sous l'influence du dioxyde de carbone, le mélange durcit Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O.

Dans le même temps, une partie du sable et du mélange se transforme en silicate Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

Les équations Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O et CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 jouent un rôle important dans la nature et dans le façonnement de l'apparence de notre planète. Le dioxyde de carbone sous la forme d'un sculpteur et d'un architecte crée des palais souterrains dans les strates de roches carbonatées. Il est capable de déplacer des centaines, voire des milliers de tonnes de calcaire sous terre. À travers les fissures des roches, l'eau contenant du dioxyde de carbone dissous pénètre dans la couche calcaire, formant des cavités - des grottes de roulettes. Le bicarbonate de calcium existe uniquement en solution. Les eaux souterraines se déplacent dans la croûte terrestre, évaporant l'eau dans des conditions appropriées : Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO2 , C'est ainsi que se forment les stalactites et les stalagmites, dont le schéma de formation a été proposé par le célèbre géochimiste A.E. Fersman. Il existe de nombreuses grottes castrum en Crimée. La science les étudie spéléologie.

Carbonate de calcium utilisé dans la construction CaCO3- craie, calcaire, marbre. Avez-vous tous vu notre gare: Elle est décorée de marbre blanc ramené de l'étranger.

expérience: soufflez à travers un tube dans une solution d'eau de chaux, elle devient trouble .

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 +N 2 À PROPOS

De l'acide acétique est ajouté au précipité formé, une ébullition est observée, car du dioxyde de carbone est libéré.

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

LE CONTE DES FRÈRES CARBONATES.

Trois frères vivent sur terre
De la famille des Carbonates.
Le frère aîné est un beau MARBRE,
Glorieux au nom de Karara,
Un excellent architecte. Il
Construit Rome et le Parthénon.
Tout le monde connaît le CALCAIRE,
C'est pour ça qu'on l'appelle ainsi.
Célèbre pour son travail
Construire une maison derrière la maison.
À la fois capable et capable
Petit frère tout doux MEL.
Regardez comment il dessine,
Ce CaCO 3 !
Les frères aiment s'ébattre
Chauffer à four chaud,
Du CaO et du CO 2 se forment alors.
C'est du dioxyde de carbone
Chacun de vous le connaît,
Nous l'exhalons.
Eh bien, c'est SaO -
Chaux vive brûlée à chaud.
Ajoutez-y de l'eau,
En mélangeant soigneusement,
Pour qu'il n'y ait pas de problème,
Nous protégeons nos mains
LIME bien pétri, mais COUPÉE !
Lait de chaux
Les murs sont facilement blanchis à la chaux.
La maison lumineuse est devenue joyeuse,
Transformer la chaux en craie.
Hocus Pocus pour le peuple :
Il suffit de souffler dans l'eau,
Comme c'est facile
Transformé en lait !
Et maintenant c'est plutôt intelligent
Je reçois du soda :
Lait et vinaigre. Ouais !
La mousse déborde par-dessus bord !
Tout est dans les soucis, tout est dans le travail
De l'aube à l'aube -
Ces frères Carbonates,
Ces CaCO 3 !

Répétition: CaO– oxyde de calcium, chaux vive ;
Ca(OH) 2 – hydroxyde de calcium (chaux éteinte, eau de chaux, lait de chaux en fonction de la concentration de la solution).
Général - le même formule chimique Ca(OH)2. Différence : l'eau de chaux est transparente solution saturée Ca(OH) 2 et le lait de chaux sont une suspension blanche de Ca(OH) 2 dans l'eau.
CaCl 2 - chlorure de calcium, chlorure de calcium ;
CaCO 3 – carbonate de calcium, craie, marbre coquillage, calcaire.
G/D : collections. Ensuite, nous démontrons une collection de minéraux disponibles dans le laboratoire de l'école : calcaire, craie, marbre, coquillages.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - cristaux de sulfate de calcium hydraté, gypse ;
CaCO 3 - la calcite, le carbonate de calcium fait partie de nombreux minéraux qui couvrent 30 millions de km 2 sur terre.

Le plus important de ces minéraux est calcaire. Roches coquillages, calcaires d'origine organique. Il est utilisé dans la production de ciment, de carbure de calcium, de soude, de toutes sortes de chaux et en métallurgie. Le calcaire est la base de l'industrie de la construction ; de nombreux matériaux de construction en sont fabriqués.

Craie ce n'est pas seulement de la poudre dentifrice et craie d'école. C'est également un additif précieux dans la production de papier (couché - qualité supérieure) et caoutchouc ; dans la construction et la rénovation de bâtiments - comme badigeon.

Le marbre est une roche cristalline dense. Il y en a un coloré - blanc, mais le plus souvent diverses impuretés le colorent de différentes couleurs. Le marbre blanc pur est rare et est principalement utilisé pour les travaux des sculpteurs (statues de Michel-Ange, Rodin. Dans la construction, le marbre coloré est utilisé comme matériau de parement ( Métro de Moscou) ou encore comme principal matériau de construction de palais (Taj Mahal).

Dans le monde des choses intéressantes « MAUSOLÉE DU Taj Mahal »

Shah Jahan de la grande dynastie moghole a gardé presque toute l'Asie dans la peur et l'obéissance. En 1629, Mumzat Mahal, l'épouse bien-aimée de Shah Jahan, décède à l'âge de 39 ans lors d'un accouchement lors d'une campagne (c'était leur 14e enfant, tous des garçons). Elle était exceptionnellement belle, brillante, intelligente, l'empereur lui obéissait en tout. Avant sa mort, elle a demandé à son mari de construire un tombeau, de s'occuper des enfants et de ne pas se marier. Le roi attristé envoya ses envoyés partout grandes villes, majuscules États voisins- à Boukhara, Samarkand, Bagdad, Damas pour trouver et inviter les meilleurs maîtres- en mémoire de son épouse, le roi décida d'ériger le meilleur édifice du monde. Dans le même temps, des messagers envoyèrent à Agra (Inde) les plans de tous les meilleurs bâtiments d'Asie et des meilleurs matériaux de construction. Ils ont même apporté de la malachite de Russie et de l'Oural. Les principaux maçons venaient de Delhi et de Kandahar ; architectes - d'Istanbul, Samarkand ; décorateurs - de Boukhara ; jardiniers - du Bengale ; les artistes venaient de Damas et de Bagdad, et le célèbre maître Ustad-Isa était aux commandes.

Ensemble, pendant 25 ans, une structure en marbre craie a été construite, entourée de jardins verdoyants, de fontaines bleues et d'une mosquée en grès rouge. 20 000 esclaves ont érigé ce miracle de 75 m (bâtiment de 25 étages). A proximité, je voulais me construire un deuxième mausolée en marbre noir, mais je n’avais pas le temps. Il fut renversé du trône par son propre fils (le 2ème, et il tua également tous ses frères).

Le souverain et maître d’Agra a passé les dernières années de sa vie à regarder par la fenêtre étroite de sa prison. Pendant 7 ans mon père a admiré sa création. Lorsque le père devint aveugle, le fils lui fabriqua un système de miroirs pour que le père puisse admirer le mausolée. Il a été enterré au Taj Mahal, à côté de son Mumtaz.

Ceux qui entrent dans le mausolée voient des cénotaphes – de faux tombeaux. Les lieux de repos éternels du Grand Khan et de son épouse sont situés en bas, au sous-sol. Tout y est incrusté de pierres précieuses qui brillent comme si elles étaient vivantes, et les branches d'arbres de contes de fées, entrelacées de fleurs, ornent les murs du tombeau de motifs complexes. Fabriqués par les meilleurs sculpteurs, le lapis-lazuli bleu turquoise, les jades vert-noir et les améthystes rouges célèbrent l'amour de Shah Jahal et de Mumzat Mahal.

Chaque jour, les touristes se précipitent à Agra, voulant voir la vraie merveille du monde - le mausolée du Taj Mahal, comme s'il flottait au-dessus du sol.

CaCO 3 est un matériau de construction du squelette externe des mollusques, des coraux, des coquillages, etc., ainsi que des coquilles d'œufs. (illustrations ou Animaux de la biocénose corallienne » et présentation d'une collection de coraux marins, éponges, coquillages).

Calcium- élément de la 4ème période et groupe PA du Tableau Périodique, numéro de série 20. Formule électronique atome [ 18 Ar]4s 2 , états d'oxydation +2 et 0. Fait référence aux métaux alcalino-terreux. Il a une faible électronégativité (1,04) et présente des propriétés métalliques (basiques). Forme (sous forme de cation) de nombreux sels et composés binaires. De nombreux sels de calcium sont légèrement solubles dans l'eau. Dans la nature - sixième En termes d'abondance chimique, l'élément (le troisième parmi les métaux) se trouve sous forme liée. Vital élément important pour tous les organismes. Le manque de calcium dans le sol est compensé par l'application d'engrais à base de chaux (CaC0 3, CaO, cyanamide calcique CaCN 2, etc.). Le calcium, le cation calcium et ses composés colorent la flamme d'un brûleur à gaz en orange foncé ( détection qualitative).

CalciumCa

Métal blanc argenté, mou, ductile. Dans l'air humide, il s'estompe et se recouvre d'un film de CaO et Ca(OH) 2. Très réactif ; s'enflamme lorsqu'il est chauffé à l'air, réagit avec l'hydrogène, le chlore, le soufre et le graphite :

Réduit les autres métaux de leurs oxydes (industriellement méthode importante — calciumthermie):

Reçu calcium dans industrie:

Le calcium est utilisé pour éliminer les impuretés non métalliques des alliages métalliques, en tant que composant des alliages légers et antifriction, et pour séparer les métaux rares de leurs oxydes.

Oxyde de calcium CaO

Oxyde basique. Nom technique chaux vive. Blanc, très hygroscopique. Il a une structure ionique Ca 2+ O 2- . Réfractaire, thermiquement stable, volatil lorsqu'il est allumé. Absorbe l'humidité et le dioxyde de carbone de l'air. Réagit vigoureusement avec l'eau (avec une forte exo- effet), forme une solution fortement alcaline (un précipité d'hydroxyde est possible), un processus appelé extinction à la chaux. Réagit avec les acides, les oxydes métalliques et non métalliques. Il est utilisé pour la synthèse d'autres composés de calcium, dans la production de Ca(OH) 2, de CaC 2 et d'engrais minéraux, comme fondant en métallurgie, catalyseur en synthèse organique et composant de liants dans la construction.

Équations des réactions les plus importantes :

Reçu São dans l'industrie— cuisson au calcaire (900-1200 °C) :

CaCO3 = CaO + CO2

Hydroxyde de calcium Ca(OH) 2

Hydroxyde basique. Le nom technique est chaux éteinte. Blanc, hygroscopique. Il a une structure ionique : Ca 2+ (OH -) 2. Se décompose lorsqu'il est chauffé modérément. Absorbe l'humidité et le dioxyde de carbone de l'air. Légèrement soluble dans eau froide(une solution alcaline se forme), encore moins dans l'eau bouillante. Une solution claire (eau de chaux) devient rapidement trouble en raison de la précipitation de l'hydroxyde (la suspension est appelée lait de chaux). Réaction qualitative pour l'ion Ca 2+ - passage du dioxyde de carbone à travers l'eau de chaux avec apparition d'un précipité CaC0 3 et sa transition en solution. Réagit avec les acides et oxydes d'acide, entre dans des réactions d'échange d'ions. Utilisé dans la production de verre, de chaux décolorante, d'engrais minéraux à base de chaux, pour la caustification de la soude et l'adoucissement eau douce, ainsi que pour la préparation de mortiers de chaux - mélanges pâteux (sable + chaux éteinte + eau), servant de liant pour la pierre et maçonnerie, finition (plâtrage) des murs et autres fins de construction. Le durcissement (« prise ») de telles solutions est dû à l'absorption du dioxyde de carbone de l'air.

Composés de calcium- le calcaire, le marbre, le gypse (ainsi que la chaux - un produit du calcaire) étaient déjà utilisés dans la construction dans l'Antiquité. Jusqu'à la fin du XVIIIe siècle, les chimistes considéraient la chaux corps simple. En 1789, A. Lavoisier suggère que la chaux, la magnésie, la barytine, l'alumine et la silice sont des substances complexes. En 1808, Davy, soumettant un mélange de chaux éteinte humide et d'oxyde mercurique à une électrolyse avec une cathode de mercure, prépara un amalgame de calcium, et en distillant du mercure, il obtint un métal appelé « calcium » (du latin. Calx, genre. cas calcis - chaux).

Placer des électrons sur des orbitales.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Le calcium est appelé métal alcalino-terreux et est classé comme élément S. Au niveau électronique externe, le calcium a deux électrons, il donne donc des composés : CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Le calcium est un métal typique : il a une grande affinité pour l'oxygène, réduit presque tous les métaux de leurs oxydes et forme une base assez forte Ca(OH)2.

Les réseaux cristallins des métaux peuvent être différents types, cependant, le calcium est caractérisé par un réseau cubique à faces centrées.

Les tailles, formes et positions relatives des cristaux dans les métaux sont émises à l'aide de méthodes métallographiques. L'évaluation la plus complète de la structure du métal à cet égard est fournie par l'analyse microscopique de sa section mince. Un échantillon est découpé dans le métal testé et sa surface est meulée, polie et gravée avec une solution spéciale (agent de gravure). À la suite de la gravure, la structure de l'échantillon est mise en évidence, qui est examinée ou photographiée à l'aide d'un microscope métallographique.

Le calcium est un métal léger (d = 1,55), l'argent- blanc. Il est plus dur et fond à une température plus élevée haute température(851 °C) par rapport au sodium, qui se trouve à côté dans le tableau périodique. Cela s’explique par le fait qu’il y a deux électrons par ion calcium dans le métal. C'est pourquoi liaison chimique entre les ions et gaz électronique il est plus durable que le sodium. À réactions chimiques électrons de valence le calcium est transféré aux atomes d'autres éléments. Dans ce cas, des ions doublement chargés se forment.

Le calcium a une grande activité chimique envers les métaux, en particulier l'oxygène. Dans l'air, il s'oxyde plus lentement que les métaux alcalins, car le film d'oxyde qui le recouvre est moins perméable à l'oxygène. Lorsqu'il est chauffé, le calcium brûle, libérant d'énormes quantités de chaleur :

Le calcium réagit avec l'eau, en déplaçant l'hydrogène et formant une base :

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

En raison de sa grande réactivité chimique à l’oxygène, le calcium trouve une certaine utilité dans l’extraction de métaux rares à partir de leurs oxydes. Les oxydes métalliques sont chauffés avec les copeaux de calcium ; Les réactions donnent lieu à de l'oxyde de calcium et du métal. L'utilisation du calcium et de certains de ses alliages pour ce que l'on appelle la désoxydation des métaux repose sur cette même propriété. Le calcium est ajouté au métal en fusion et élimine les traces d'oxygène dissous ; l'oxyde de calcium résultant flotte à la surface du métal. Le calcium est inclus dans certains alliages.

Le calcium est obtenu par électrolyse du chlorure de calcium fondu ou par la méthode aluminothermique. L'oxyde de calcium, ou chaux éteinte, est une poudre blanche qui fond à 2570 °C. Il est obtenu par calcination du calcaire :

CaCO3 = CaO + CO2^

L'oxyde de calcium est un oxyde basique, il réagit donc avec les acides et les anhydrides d'acide. Avec de l'eau, on obtient la base - hydroxyde de calcium :

CaO + H2O = Ca(OH)2

L'ajout d'eau à l'oxyde de calcium, appelé extinction de la chaux, entraîne la libération grande quantité chaleur. Une partie de l’eau se transforme en vapeur. L'hydroxyde de calcium, ou chaux éteinte, est une substance blanche, légèrement soluble dans l'eau. Une solution aqueuse d’hydroxyde de calcium est appelée eau de chaux. Cette solution a des propriétés alcalines assez fortes, puisque l'hydroxyde de calcium se dissocie bien :

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Comparé aux hydrates d’oxydes de métaux alcalins, l’hydroxyde de calcium est plus fondation faible. Cela s’explique par le fait que l’ion calcium est doublement chargé et attire plus fortement les groupes hydroxyles.

La chaux éteinte et sa solution, appelée eau de chaux, réagissent avec les acides et les anhydrides d'acide, notamment le dioxyde de carbone. L'eau de chaux est utilisée dans les laboratoires pour la découverte du dioxyde de carbone, car le carbonate de calcium insoluble qui en résulte provoque un trouble dans l'eau :

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Cependant, si le dioxyde de carbone pénètre pendant une longue période, la solution redevient claire. Cela s'explique par le fait que le carbonate de calcium est transformé en un sel soluble - le bicarbonate de calcium :

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Dans l'industrie, le calcium est obtenu de deux manières :

En chauffant le mélange briqueté de poudre de CaO et d'Al à 1 200 °C sous un vide de 0,01 à 0,02 mm. art. Art.; distingué par la réaction :

6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

La vapeur de calcium se condense sur une surface froide.

Par électrolyse du CaCl2 et du KCl fondu avec une cathode liquide cuivre-calcium, un alliage Cu - Ca (65 % Ca) est préparé, à partir duquel le calcium est distillé à une température de 950 - 1000 ° C sous un vide de 0,1 - 0,001 mmHg.

Une méthode de production de calcium par dissociation thermique du carbure de calcium CaC2 a également été développée.

Le calcium est l’un des éléments les plus courants dans la nature. La croûte terrestre en contient environ 3 % (en poids). Les sels de calcium forment de grandes accumulations dans la nature sous forme de carbonates (craie, marbre), de sulfates (gypse) et de phosphates (phosphorites). Sous l'influence de l'eau et du dioxyde de carbone, les carbonates se dissolvent sous forme de bicarbonates et sont transportés par les eaux souterraines et fluviales vers longues distances. Lorsque les sels de calcium sont emportés, des grottes peuvent se former. En raison de l'évaporation de l'eau ou d'une augmentation de la température, des dépôts de carbonate de calcium peuvent se former à un nouvel endroit. Par exemple, des stalactites et des stalagmites se forment dans les grottes.

Les sels solubles de calcium et de magnésium provoquent une dureté globale de l’eau. S'ils sont présents dans l'eau à petites quantités, alors l'eau est dite douce. Avec une teneur élevée en ces sels (100 à 200 mg de sels de calcium dans 1 litre en termes d'ions), l'eau est considérée comme dure. Dans une telle eau, le savon ne mousse pas bien, car les sels de calcium et de magnésium forment avec lui des composés insolubles. Ne bout pas bien dans l'eau dure produits alimentaires, et lorsqu'il est bouilli, il forme du tartre sur les parois des chaudières à vapeur. Le tartre conduit mal la chaleur, entraîne une augmentation de la consommation de carburant et accélère l'usure des parois de la chaudière. La formation du tartre est un processus complexe. Lorsqu'il est chauffé sels acides l'acide carbonique du calcium et du magnésium se décompose et se transforme en carbonates insolubles :

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

La solubilité du sulfate de calcium CaSO4 diminue également lorsqu'il est chauffé, il fait donc partie du tartre.

La dureté provoquée par la présence de bicarbonates de calcium et de magnésium dans l'eau est appelée carbonate ou dureté temporaire, car elle s'élimine par ébullition. En plus de la dureté carbonatée, il existe également une dureté non carbonatée, qui dépend de la teneur en sulfates et chlorures de calcium et de magnésium dans l'eau. Ces sels ne sont pas éliminés par ébullition et c'est pourquoi la dureté non carbonatée est également appelée dureté permanente. Les duretés carbonatées et non carbonatées s’ajoutent à la dureté totale.

Pour éliminer complètement la dureté, l’eau est parfois distillée. Pour éliminer la dureté carbonatée, l'eau est bouillie. La dureté générale peut être éliminée ou en ajoutant produits chimiques, ou en utilisant ce que l'on appelle des échangeurs de cations. Lors de l'utilisation méthode chimique les sels solubles de calcium et de magnésium sont transformés en carbonates insolubles, par exemple du lait de chaux et de la soude sont ajoutés :

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

L'élimination de la dureté à l'aide de résines échangeuses de cations est un processus plus avancé. Les échangeurs de cations sont des substances complexes (composés naturels de silicium et d'aluminium, de haut poids moléculaire) composés organiques), dont la composition peut être exprimée par la formule Na2R, où R est un reste acide complexe. Lors de la filtration de l'eau à travers une couche de résine échangeuse de cations, les ions Na (cations) sont échangés contre des ions Ca et Mg :

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Par conséquent, les ions Ca passent de la solution vers l’échangeur de cations et les ions Na passent de l’échangeur de cations vers la solution. Pour restaurer l'échangeur de cations usagé, celui-ci est lavé avec une solution de sel de table. Dans ce cas, le processus inverse se produit : les ions Ca dans l'échangeur de cations sont remplacés par des ions Na :

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

L'échangeur de cations régénéré peut être à nouveau utilisé pour la purification de l'eau.

Sous forme de métal pur, le Ca est utilisé comme agent réducteur pour U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb et certains métaux des terres rares et leurs connexions. Il est également utilisé pour la désoxydation des aciers, des bronzes et d'autres alliages, pour éliminer le soufre des produits pétroliers, pour déshydrater les liquides organiques, pour purifier l'argon des impuretés azotées et comme absorbeur de gaz dans les appareils électriques à vide. Les matériaux anti-fiction du système Pb - Na - Ca, ainsi que les alliages Pb - Ca utilisés pour la fabrication de gaines de câbles électriques, ont été largement utilisés en technologie. L'alliage Ca - Si - Ca (silicocalcium) est utilisé comme désoxydant et dégazeur dans la production d'aciers de haute qualité.

Le calcium est l'un des nutriments nécessaire au cours normal processus de la vie. Il est présent dans tous les tissus et fluides des animaux et des plantes. Seuls des organismes rares peuvent se développer dans un environnement dépourvu de Ca. Dans certains organismes, la teneur en Ca atteint 38 % : chez l'homme - 1,4 à 2 %. Les cellules des organismes végétaux et animaux nécessitent des ratios strictement définis d’ions Ca, Na et K dans les environnements extracellulaires. Les plantes obtiennent du Ca du sol. En fonction de leur relation avec le Ca, les plantes sont divisées en calcéphiles et calcéphobes. Les animaux obtiennent du Ca à partir de la nourriture et de l’eau. Le Ca est nécessaire à la formation d'un certain nombre de structures cellulaires, au maintien d'une perméabilité normale des membranes cellulaires externes, à la fécondation des œufs de poissons et d'autres animaux et à l'activation d'un certain nombre d'enzymes. Les ions Ca transmettent l'excitation à la fibre musculaire, provoquant sa contraction, augmentant la force des contractions cardiaques, augmentant la fonction phagocytaire des leucocytes, activant le système de protéines sanguines protectrices et participant à sa coagulation. Dans les cellules, presque tout le Ca se trouve sous forme de composés avec des protéines, des acides nucléiques, des phospholipides et sous forme de complexes avec des phosphates inorganiques et des acides organiques. Dans le plasma sanguin des humains et des animaux supérieurs, seulement 20 à 40 % du Ca peut être lié aux protéines. Chez les animaux dotés d'un squelette, jusqu'à 97 à 99 % de tout le Ca est utilisé comme matériau de construction : chez les invertébrés principalement sous forme de CaCO3 (coquilles de mollusques, coraux), chez les vertébrés - sous forme de phosphates. De nombreux invertébrés stockent du Ca avant la mue pour construire un nouveau squelette ou pour assurer des fonctions vitales dans des conditions défavorables. La teneur en Ca dans le sang des humains et des animaux supérieurs est régulée par les hormones des glandes parathyroïdes et thyroïdiennes. La vitamine D joue un rôle clé dans ces processus. L’absorption du Ca se produit dans la partie antérieure. intestin grêle. L'absorption du Ca se détériore avec une diminution de l'acidité dans l'intestin et dépend du rapport Ca, phosphore et graisses dans les aliments. Le rapport Ca/P optimal dans le lait de vache est d'environ 1,3 (dans les pommes de terre 0,15, dans les haricots 0,13, dans la viande 0,016). Avec un excès de P et d'acide oxalique dans les aliments, l'absorption du Ca se détériore. Les acides biliaires accélèrent son absorption. Le rapport Ca/graisse optimal dans l’alimentation humaine est de 0,04 à 0,08 g de Ca pour 1 g. graisse L'excrétion du Ca se fait principalement par les intestins. Les mammifères perdent beaucoup de Ca dans le lait pendant la lactation. Avec des perturbations du métabolisme phosphore-calcium, le rachitisme se développe chez les jeunes animaux et les enfants, et des modifications dans la composition et la structure du squelette (ostéomalacie) se développent chez les animaux adultes.

En médecine, les médicaments Ca éliminent les troubles liés au manque d'ions Ca dans l'organisme (tétanie, spasmophilie, rachitisme). Les médicaments Ca réduisent sensibilité accrue aux allergènes et sont utilisés pour traiter les maladies allergiques (maladie sérique, fièvre somnolente, etc.). Les préparations de Ca réduisent l'augmentation de la perméabilité vasculaire et ont un effet anti-inflammatoire. Ils sont utilisés pour la vascularite hémorragique, le mal des rayons, les processus inflammatoires (pneumonie, pleurésie, etc.) et certaines maladies de la peau. Prescrit comme agent hémostatique, pour améliorer l'activité du muscle cardiaque et renforcer l'effet des préparations digitaliques, comme antidote aux intoxications aux sels de magnésium. Avec d'autres médicaments, les préparations de Ca sont utilisées pour stimuler le travail. Le chlorure de Ca est administré par voie orale et intraveineuse. L'ossocalcinol (suspension stérile à 15 % de poudre d'os spécialement préparée dans de l'huile de pêche) a été proposé pour la thérapie tissulaire.

Les préparations de Ca comprennent également le gypse (CaSO4), utilisé en chirurgie pour les pansements en plâtre, et la craie (CaCO3), prescrite en interne pour augmenter l'acidité du suc gastrique et pour la préparation de poudre dentaire.

Calcium - élément sous-groupe principal deuxième groupe, quatrième période du tableau périodique éléments chimiques D. I. Mendeleïev, p. numéro atomique 20. Désigné par le symbole Ca (lat. Calcium). La substance simple, le calcium, est un métal alcalino-terreux mou et chimiquement actif, de couleur blanc argenté.

Il y en a beaucoup dans la nature : les chaînes de montagnes et les roches argileuses sont formées de sels de calcium, on le trouve dans l'eau de mer et de rivière et fait partie des organismes végétaux et animaux. Le calcium représente 3,38 % de la masse de la croûte terrestre (5ème plus abondant après l'oxygène, le silicium, l'aluminium et le fer).

Le calcium se présente dans la nature sous la forme d'un mélange de six isotopes : 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca et 48 Ca, parmi lesquels le plus courant - 40 Ca - représente 96,97 %.

Parmi les six isotopes naturels du calcium, cinq sont stables. On a récemment découvert que le sixième isotope 48 Ca, le plus lourd des six et très rare (son abondance isotopique n'est que de 0,187 %), subit une double désintégration bêta avec une demi-vie de 5,3 x 10 19 ans.

La majeure partie du calcium est contenue dans les silicates et aluminosilicates de diverses roches (granites, gneiss, etc.), notamment dans l'anorthite feldspathique - Ca.

Sous forme de roches sédimentaires, les composés calciques sont représentés par de la craie et des calcaires, constitués principalement du minéral calcite (CaCO 3). La forme cristalline de la calcite – le marbre – est beaucoup moins courante dans la nature.

Minéraux de calcium tels que calcite CaCO 3 , anhydrite CaSO 4 , albâtre CaSO 4 ·0,5H 2 O et gypse CaSO 4 ·2H 2 O, fluorite CaF 2 , apatites Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomite MgCO 3 ·CaCO 3 . La présence de sels de calcium et de magnésium dans l'eau naturelle détermine sa dureté.

Le calcium, migrant vigoureusement dans la croûte terrestre et s'accumulant dans divers systèmes géochimiques, forme 385 minéraux (le quatrième plus grand nombre de minéraux).

Dans la migration naturelle du calcium, un rôle important est joué par « l'équilibre carboné », associé à la réaction réversible d'interaction du carbonate de calcium avec l'eau et le dioxyde de carbone avec formation de bicarbonate soluble :

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(l'équilibre se déplace vers la gauche ou la droite en fonction de la concentration de dioxyde de carbone).

La migration biogénique joue un rôle énorme.

Les composés de calcium se trouvent dans presque tous les tissus animaux et végétaux (voir également ci-dessous). Une quantité importante de calcium se trouve dans les organismes vivants. Ainsi, l'hydroxyapatite Ca 5 (PO 4) 3 OH, ou, dans une autre entrée, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, constitue la base du tissu osseux des vertébrés, y compris les humains ; Les coquilles et coquilles de nombreux invertébrés, coquilles d'œufs, etc. sont constituées de carbonate de calcium CaCO 3. Dans les tissus vivants des humains et des animaux, il y a 1,4 à 2 % de Ca (en fraction massique) ; dans un corps humain pesant 70 kg, la teneur en calcium est d'environ 1,7 kg (principalement dans la substance intercellulaire du tissu osseux).

Le calcium a été obtenu pour la première fois par Davy en 1808 par électrolyse. Mais, comme les autres métaux alcalins et alcalino-terreux, l'élément n°20 ne peut pas être obtenu par électrolyse à partir de solutions aqueuses. Le calcium est obtenu par électrolyse de ses sels fondus.

Il s’agit d’un processus complexe et gourmand en énergie. Le chlorure de calcium est fondu dans un électrolyseur avec l'ajout d'autres sels (ils sont nécessaires pour abaisser le point de fusion de CaCl 2).

La cathode en acier ne touche que la surface de l'électrolyte ; le calcium libéré se colle et durcit dessus. Au fur et à mesure que le calcium est libéré, la cathode se soulève progressivement et on obtient finalement une « tige » de calcium de 50 à 60 cm de long. Elle est ensuite retirée, retirée de la cathode en acier et le processus recommence. La « méthode tactile » produit du calcium fortement contaminé par du chlorure de calcium, du fer, de l'aluminium et du sodium. Il est purifié en le faisant fondre sous atmosphère d'argon.

Si la cathode en acier est remplacée par une cathode en métal pouvant être allié au calcium, alors l'alliage correspondant sera obtenu lors de l'électrolyse. Selon l'usage, il peut être utilisé comme alliage, ou le calcium pur peut être obtenu par distillation sous vide. C'est ainsi que sont obtenus des alliages de calcium avec du zinc, du plomb et du cuivre.

Une autre méthode de production de calcium - métallothermique - a été théoriquement justifiée en 1865 par le célèbre chimiste russe N.N. Beketov. Le calcium est réduit avec l'aluminium à une pression de seulement 0,01 mmHg. Température de processus 1100...1200°C. Le calcium est obtenu sous forme de vapeur, qui est ensuite condensée.

Ces dernières années, une autre méthode d'obtention de l'élément a été développée. Il est basé sur la dissociation thermique du carbure de calcium : le carbure chauffé sous vide à 1750°C se décompose pour former de la vapeur de calcium et du graphite solide.

Le calcium métallique existe en deux modifications allotropiques. Jusqu'à 443 °C, l'α-Ca avec un réseau cubique à faces centrées (paramètre a = 0,558 nm) est stable ; le β-Ca avec un réseau cubique centré sur le corps de type α-Fe (paramètre a = 0,448 nm) est stable. plus stable. Enthalpie standard Δ H La transition 0 α → β est de 0,93 kJ/mol.

Avec une augmentation progressive de la pression, il commence à présenter les propriétés d'un semi-conducteur, mais ne devient pas un semi-conducteur au sens plein du terme (ce n'est plus non plus un métal). Avec une nouvelle augmentation de la pression, il revient à l'état métallique et commence à présenter des propriétés supraconductrices (la température de supraconductivité est six fois supérieure à celle du mercure et dépasse de loin tous les autres éléments en termes de conductivité). Le comportement unique du calcium est similaire à bien des égards à celui du strontium.

Malgré l’omniprésence de l’élément, même les chimistes n’ont pas tous vu le calcium élémentaire. Mais ce métal, tant par son apparence que par son comportement, est complètement différent de métaux alcalins, dont la communication comporte de nombreux risques d'incendie et de brûlures. Il peut être stocké en toute sécurité dans l’air ; il ne s’enflamme pas à cause de l’eau. Propriétés mécaniques le calcium élémentaire n’en fait pas un « mouton noir » dans la famille des métaux : le calcium surpasse beaucoup d’entre eux en résistance et en dureté ; il peut être affûté tour, dessiner en fil, forger, presser.

Et pourtant, le calcium élémentaire n’est presque jamais utilisé comme matériau de structure. Il est trop actif pour ça. Le calcium réagit facilement avec l'oxygène, le soufre et les halogènes. Même avec l'azote et l'hydrogène, dans certaines conditions, il réagit. L'environnement des oxydes de carbone, inertes pour la plupart des métaux, est agressif pour le calcium. Il brûle dans une atmosphère de CO et de CO 2 .

Naturellement, ayant de telles propriétés chimiques, le calcium ne peut pas exister dans la nature à l'état libre. Mais les composés de calcium - naturels et artificiels - ont acquis une importance primordiale.

Le calcium est un métal alcalino-terreux typique. L'activité chimique du calcium est élevée, mais inférieure à celle de tous les autres métaux alcalino-terreux. Il réagit facilement avec l'oxygène, le dioxyde de carbone et l'humidité de l'air, c'est pourquoi la surface du calcium métallique est généralement gris terne. Ainsi, en laboratoire, le calcium est généralement stocké, comme les autres métaux alcalino-terreux, dans un pot bien fermé sous une couche. de kérosène ou de paraffine liquide.

Dans la série des potentiels standards, le calcium est situé à gauche de l’hydrogène. Le potentiel d'électrode standard du couple Ca 2+ /Ca 0 est de −2,84 V, de sorte que le calcium réagit activement avec l'eau, mais sans inflammation :

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.

Le calcium réagit avec les non-métaux actifs (oxygène, chlore, brome) dans des conditions normales :

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

Lorsqu'il est chauffé dans l'air ou l'oxygène, le calcium s'enflamme. Le calcium réagit avec les non-métaux moins actifs (hydrogène, bore, carbone, silicium, azote, phosphore et autres) lorsqu'il est chauffé, par exemple :

Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (phosphure de calcium), on connaît également les phosphures de calcium de compositions CaP et CaP 5 ;

2Ca + Si = Ca 2 Si (siliciure de calcium) ; les siliciures de calcium de compositions CaSi, Ca 3 Si 4 et CaSi 2 sont également connus.

En règle générale, l'apparition des réactions ci-dessus s'accompagne du dégagement d'une grande quantité de chaleur (c'est-à-dire que ces réactions sont exothermiques). Dans tous les composés contenant des non-métaux, l'état d'oxydation du calcium est +2. La plupart des composés de calcium contenant des non-métaux sont facilement décomposés par l'eau, par exemple :

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,

Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3.

L'ion Ca 2+ est incolore. Lorsque des sels de calcium solubles sont ajoutés à la flamme, la flamme devient rouge brique.

Les sels de calcium tels que le chlorure de CaCl 2, le bromure de CaBr 2, l'iodure de CaI 2 et le nitrate de Ca(NO 3) 2 sont très solubles dans l'eau. Le fluorure de CaF 2, le carbonate de CaCO 3, le sulfate de CaSO 4, l'orthophosphate de Ca 3 (PO 4) 2, l'oxalate de CaC 2 O 4 et quelques autres sont insolubles dans l'eau.

Il est important que, contrairement au carbonate de calcium CaCO 3, le carbonate de calcium acide (bicarbonate) Ca(HCO 3) 2 soit soluble dans l'eau. Dans la nature, cela conduit à processus suivants. Quand il fait froid, qu'il pleut ou eau de rivière, saturé de dioxyde de carbone, pénètre sous terre et tombe sur les calcaires, puis on observe leur dissolution :

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.

Aux mêmes endroits où l'eau saturée de bicarbonate de calcium remonte à la surface de la terre et se réchauffe rayons du soleil, la réaction inverse se produit :

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

C'est ainsi que de grandes masses de substances sont transférées dans la nature. En conséquence, d'énormes lacunes peuvent se former sous terre et de magnifiques « glaçons » de pierre - stalactites et stalagmites - se forment dans les grottes.

La présence de bicarbonate de calcium dissous dans l’eau détermine en grande partie la dureté temporaire de l’eau. On l'appelle temporaire car lorsque l'eau bout, le bicarbonate se décompose et le CaCO 3 précipite. Ce phénomène conduit, par exemple, au fait que du tartre se forme au fil du temps dans la bouilloire.

Jusqu'à récemment, le calcium métallique n'avait pratiquement aucune utilité. Les États-Unis, par exemple, avant la Seconde Guerre mondiale, ne consommaient que 10 à 25 tonnes de calcium par an, l'Allemagne - 5 à 10 tonnes. Mais pour le développement de nouveaux domaines technologiques, de nombreux métaux rares et réfractaires sont nécessaires. . Il s'est avéré que le calcium est un agent réducteur très pratique et actif pour beaucoup d'entre eux, et l'élément a commencé à être utilisé dans la production de thorium, vanadium, zirconium, béryllium, niobium, uranium, tantale et autres métaux réfractaires. Le calcium métallique pur est largement utilisé en métallothermie pour la production de métaux rares.

Le calcium pur est utilisé pour allier le plomb utilisé pour la production de plaques de batterie et de batteries de démarrage au plomb sans entretien et à faible autodécharge. En outre, le calcium métallique est utilisé pour la production de babbits de calcium BKA de haute qualité.

Le calcium métallique est principalement utilisé comme agent réducteur dans la production de métaux, notamment de nickel, de cuivre et d’acier inoxydable. Le calcium et son hydrure sont également utilisés pour produire des métaux difficiles à réduire comme le chrome, le thorium et l'uranium. Les alliages calcium-plomb sont utilisés dans les batteries et les alliages pour roulements. Les granules de calcium sont également utilisés pour éliminer les traces d'air des appareils à vide.

La craie naturelle sous forme de poudre entre dans les compositions pour le polissage des métaux. Mais vous ne pouvez pas vous brosser les dents avec de la poudre de craie naturelle, car elle contient des restes de coquilles et de coquilles des plus petits animaux, qui sont extrêmement durs et détruisent l'émail des dents.

Usagecalciumen fusion nucléaire

L'isotope 48 Ca est le matériau le plus efficace et le plus couramment utilisé pour la production d'éléments super-lourds et la découverte de nouveaux éléments du tableau périodique. Par exemple, dans le cas de l'utilisation d'ions 48 Ca pour produire des éléments super-lourds dans des accélérateurs, les noyaux de ces éléments sont formés des centaines et des milliers de fois plus efficacement que lors de l'utilisation d'autres « projectiles » (ions). Le calcium radioactif est largement utilisé en biologie et en médecine comme indicateur isotopique dans l'étude des processus métaboliques minéraux dans un organisme vivant. Avec son aide, il a été établi que dans le corps, il existe un échange continu d'ions calcium entre le plasma, les tissus mous et même tissu osseux. Le 45Ca a également joué un rôle majeur dans l'étude des processus métaboliques se produisant dans les sols et dans l'étude des processus d'absorption du calcium par les plantes. En utilisant le même isotope, il a été possible de détecter des sources de contamination de l'acier et du fer ultra-pur par des composés de calcium lors du processus de fusion.

La capacité du calcium à lier l'oxygène et l'azote a permis de l'utiliser pour la purification des gaz inertes et comme getter (le getter est une substance utilisée pour absorber les gaz et créer un vide profond dans les appareils électroniques.) dans les équipements radio sous vide.

Certains composés de calcium produits artificiellement sont devenus encore plus connus et courants que le calcaire ou le gypse. Ainsi, le Ca(OH)2 éteint et la chaux vive CaO étaient utilisés par les anciens constructeurs.

Le ciment est également un composé de calcium obtenu artificiellement. Tout d’abord, un mélange d’argile ou de sable et de calcaire est cuit pour produire du clinker, qui est ensuite broyé en une fine poudre grise. On peut beaucoup parler de ciment (ou plutôt de ciments), c'est le sujet d'un article indépendant.

Il en va de même pour le verre, qui contient également généralement cet élément.

Hydrure de calcium

En chauffant du calcium dans une atmosphère d'hydrogène, on obtient du CaH 2 (hydrure de calcium), qui est utilisé en métallurgie (métallothermie) et dans la production d'hydrogène sur le terrain.

Matériaux optiques et laser

Le fluorure de calcium (fluorine) est utilisé sous forme de monocristaux en optique (objectifs astronomiques, lentilles, prismes) et comme matériau laser. Le tungstate de calcium (scheelite) sous forme de monocristaux est utilisé dans la technologie laser ainsi que comme scintillateur.

Carbure de calcium

Le carbure de calcium est une substance découverte par hasard lors du test d'un nouveau modèle de four. Jusqu'à récemment, le carbure de calcium CaCl 2 était principalement utilisé pour le soudage et la découpe autogènes des métaux. Lorsque le carbure interagit avec l'eau, de l'acétylène se forme et la combustion de l'acétylène dans un courant d'oxygène permet d'obtenir une température de près de 3000°C. Récemment, l'acétylène, et avec lui le carbure, sont de moins en moins utilisés pour le soudage et de plus en plus dans l'industrie chimique.

Calcium commesource de courant chimique

Le calcium, ainsi que ses alliages avec l'aluminium et le magnésium, sont utilisés dans les batteries thermiques de secours comme anode (par exemple, élément chromate de calcium). Le chromate de calcium est utilisé dans ces batteries comme cathode. La particularité de ces batteries est une durée de conservation extrêmement longue (des décennies) dans des conditions appropriées, la capacité de fonctionner dans toutes les conditions (espace, haute pression), haute énergie spécifique en poids et en volume. Inconvénient : durée de vie courte. De telles batteries sont utilisées lorsqu'il est nécessaire de créer une puissance électrique colossale pendant une courte période (missiles balistiques, certains engins spatiaux, etc.).

Matériaux ignifuges decalcium

L'oxyde de calcium, tant sous forme libre que dans la composition de mélanges céramiques, est utilisé dans la production de matériaux réfractaires.

Médicaments

Les composés de calcium sont largement utilisés comme antihistaminiques.

• Chlorure de calcium
• Gluconate de calcium
• Glycérophosphate de calcium

De plus, des composés de calcium sont inclus dans les médicaments pour la prévention de l'ostéoporose, dans les complexes vitaminiques destinés aux femmes enceintes et aux personnes âgées.

Le calcium est un macronutriment courant dans le corps des plantes, des animaux et des humains. Chez l’homme et les autres vertébrés, la majeure partie est contenue dans le squelette et les dents sous forme de phosphates. Les squelettes de la plupart des groupes d'invertébrés (éponges, polypes coralliens, mollusques, etc.) sont constitués de diverses formes de carbonate de calcium (chaux). Les besoins en calcium dépendent de l'âge. Obligatoire pour les adultes norme quotidienne varie de 800 à 1 000 milligrammes (mg) et pour les enfants de 600 à 900 mg, ce qui est très important pour les enfants en raison de la croissance intensive du squelette. La majeure partie du calcium qui pénètre dans le corps humain avec les aliments se trouve dans les produits laitiers ; le reste du calcium provient de la viande, du poisson et de certains produits végétaux (les légumineuses sont particulièrement riches en légumineuses).

L'aspirine, l'acide oxalique et les dérivés d'œstrogène interfèrent avec l'absorption du calcium. Lorsqu'il est combiné avec l'acide oxalique, le calcium produit des composés insolubles dans l'eau qui sont des composants des calculs rénaux.

Des doses excessives de calcium et de vitamine D peuvent provoquer une hypercalcémie, suivie d'une calcification intense des os et des tissus (affectant principalement le système urinaire). La dose quotidienne maximale sûre pour un adulte est de 1 500 à 1 800 milligrammes.

Calcium dans l'eau dure

Un ensemble de propriétés, définies par un seul mot « dureté », est conféré à l’eau par les sels de calcium et de magnésium qui y sont dissous. L'eau dure ne convient pas à de nombreuses situations de la vie. Il forme une couche de tartre dans les chaudières à vapeur et les installations de chaudières, rend difficile la teinture et le lavage des tissus, mais convient à la fabrication de savon et à la préparation d'émulsions dans la production de parfums. Par conséquent, autrefois, lorsque les méthodes d’adoucissement de l’eau étaient imparfaites, les usines de textiles et de parfums étaient généralement situées à proximité de sources d’eau « douce ».

Une distinction est faite entre la rigidité temporaire et permanente. La dureté temporaire (ou carbonatée) est conférée à l'eau par les hydrocarbonates solubles Ca(HCO 3) 2 et Mg(HCO 3) 2. Il peut être éliminé par simple ébullition, au cours de laquelle les bicarbonates sont transformés en carbonates de calcium et de magnésium insolubles dans l'eau.

Une dureté constante est créée par les sulfates et les chlorures des mêmes métaux. Et cela peut être éliminé, mais c'est beaucoup plus difficile à faire.

La somme des deux duretés constitue la dureté totale de l’eau. Il est valorisé différemment selon les pays. Il est d’usage d’exprimer la dureté de l’eau par le nombre d’équivalents milligrammes de calcium et de magnésium dans un litre d’eau. S’il y a moins de 4 mEq dans un litre d’eau, alors l’eau est considérée comme douce ; à mesure que leur concentration augmente, elle devient de plus en plus dure et, si la teneur dépasse 12 unités, très dure.

La dureté de l'eau est généralement déterminée à l'aide d'une solution savonneuse. Cette solution (d'une certaine concentration) est ajoutée goutte à goutte à une quantité d'eau mesurée. Tant qu'il y aura des ions Ca 2+ ou Mg 2+ dans l'eau, ils interféreront avec la formation de mousse. Sur la base de la consommation de la solution savonneuse avant l'apparition de la mousse, la teneur en ions Ca 2+ et Mg 2+ est calculée.

Il est intéressant de noter que la dureté de l'eau était déterminée de la même manière Rome antique. Seul le vin rouge sert de réactif - ses colorants forment également un précipité avec des ions calcium et magnésium.

Stockage du calcium

Le calcium métallique peut être stocké longtemps en morceaux pesant de 0,5 à 60 kg. Ces pièces sont stockées dans des sacs en papier placés dans des fûts en fer galvanisé avec des coutures soudées et peintes. Les fûts bien fermés sont placés dans des caisses en bois. Les pièces pesant moins de 0,5 kg ne peuvent pas être stockées longtemps - elles se transforment rapidement en oxyde, hydroxyde et carbonate de calcium.