Instituti Modern i Fiziologjisë me emrin Pavlov. Shihni se si e ka quajtur “Instituti i Fiziologjisë

Historia dhe origjina e emrit

Emri i elementit vjen nga lat. calx (në rastin gjinor kalcis) - "gëlqere", "gur i butë". Ai u propozua nga kimisti anglez Humphry Davy, i cili izoloi metalin e kalciumit me metodën elektrolitike në 1808. Davy i nënshtroi elektrolizës një përzierje gëlqereje të shuar të lagësht në një pjatë platini, e cila shërbeu si anodë. Katoda ishte një tel platini i zhytur në lëng. Si rezultat i elektrolizës, u përftua amalgama e kalciumit. Duke distiluar merkurin prej tij, Davy mori një metal të quajtur kalcium.

Izotopet

Kalciumi gjendet në natyrë si një përzierje e gjashtë izotopeve: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca dhe 48 Ca, ndër të cilat më i zakonshmi - 40 Ca - është 96.97%. Bërthamat e kalciumit përmbajnë një numër magjik protonesh: Z= 20 . Izotopet 40
20Ca20
Dhe 48
20 Ca28
janë dy nga pesë bërthamat dyfish magjike që ekzistojnë në natyrë.

Nga gjashtë izotopet natyrore kalciumi pesë janë të qëndrueshme. Izotopi i gjashtë 48 Ca, më i rëndëi nga gjashtë dhe shumë i rrallë (bollëku i tij izotopik është vetëm 0,187%), i nënshtrohet zbërthimit të dyfishtë beta me një gjysmë jetë prej (4,39 ± 0,58)⋅10 19 vjet.

Në shkëmbinj dhe minerale

Kalciumi, duke migruar fuqishëm në koren e tokës dhe duke u grumbulluar në sisteme të ndryshme gjeokimike, formon 385 minerale (numri i katërt më i madh i mineraleve).

Shumica kalciumi përmbahet në silikate dhe aluminosilikate të ndryshme shkëmbinj(granite, gneisse etj.), veçanërisht në feldspat - anortit Ca.

Mineralet e kalciumit si kalciti CaCO 3, anhidriti CaSO 4, alabastri CaSO 4 · 0.5H 2 O dhe gipsi CaSO 4 · 2H 2 O, fluorit CaF 2, apatitet Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomit MgCO 3 ·CaCO 3 . Prania e kripërave të kalciumit dhe magnezit në ujë natyral ngurtësia e tij përcaktohet.

Një shkëmb sedimentar i përbërë kryesisht nga kalcit kriptokristalor është gur gëlqeror (një nga varietetet e tij është shkumësi). Metamorfizmi rajonal e shndërron gurin gëlqeror në mermer.

Migrimi në koren e tokës

Në migrimin natyror të kalciumit, një rol të rëndësishëm luan "ekuilibri karbonat" i lidhur me reaksion i kthyeshëm ndërveprimi i karbonatit të kalciumit me ujin dhe dioksid karboni me formimin e bikarbonatit të tretshëm:

(ekuilibri zhvendoset majtas ose djathtas në varësi të përqendrimit të dioksidit të karbonit).

Migrimi biogjenik luan një rol të madh.

Në biosferë

Komponimet e kalciumit gjenden pothuajse në të gjitha indet e kafshëve dhe bimëve (shih më poshtë). Një sasi e konsiderueshme e kalciumit gjendet në organizmat e gjallë. Kështu, hidroksiapatiti Ca 5 (PO 4) 3 OH, ose, në një hyrje tjetër, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, është baza e indit kockor të vertebrorëve, duke përfshirë njerëzit; Lëvozhgat dhe lëvozhgat e shumë jovertebrorëve, lëvozhgat e vezëve etj. janë të përbëra nga karbonat kalciumi CaCO 3. Në indet e gjalla të njerëzve dhe kafshëve ka 1,4-2% Ca (sipas fraksioni masiv); në trupin e njeriut që peshon 70 kg, përmbajtja e kalciumit është rreth 1.7 kg (kryesisht në substancën ndërqelizore të indit kockor).

Fatura

Kalciumi i lirë metalik përftohet nga elektroliza e një shkrirjeje të përbërë nga CaCl 2 (75-80%) dhe KCl ose nga CaCl 2 dhe CaF 2, si dhe nga reduktimi aluminotermik i CaO në 1170-1200 °C 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Al\shigjeta djathtas CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Vetitë fizike

Metali i kalciumit ekziston në dy modifikime alotropike. E qëndrueshme deri në 443 °C α-Ca me një grilë kub të përqendruar në fytyrë (parametër A= 0,558 nm), më e qëndrueshme β-Ca me tip rrjetë kub në qendër të trupit α-Fe(parametri a= 0,448 nm). Entalpi standarde Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0)) tranzicionit α → β është 0,93 kJ/mol.

Me një rritje graduale të presionit, ai fillon të shfaqë vetitë e një gjysmëpërçuesi, por nuk bëhet gjysmëpërçues në kuptimin e plotë të fjalës (nuk është më as metal). Me një rritje të mëtejshme të presionit, ai kthehet në gjendjen metalike dhe fillon të shfaqë veti superpërcjellëse (temperatura e superpërcjellshmërisë është gjashtë herë më e lartë se ajo e merkurit dhe tejkalon shumë të gjithë elementët e tjerë në përçueshmëri). Sjellja unike e kalciumit është e ngjashme në shumë mënyra me stronciumin (d.m.th. paralele në tabela periodike janë të shpëtuar).

Vetitë kimike

Në serinë e potencialeve standarde, kalciumi ndodhet në të majtë të hidrogjenit. Potenciali standard i elektrodës së çiftit Ca 2+ /Ca 0 është −2,84 V, kështu që kalciumi reagon në mënyrë aktive me ujin, por pa ndezje:

(\displaystyle (\mathsf (Ca+2H_(2)O\shigjeta djathtas Ca(OH)_(2)+H_(2)\larrow lart .)))

Prania e bikarbonatit të kalciumit të tretur në ujë përcakton në masë të madhe fortësinë e përkohshme të ujit. Quhet i përkohshëm sepse kur uji vlon, bikarbonati dekompozohet dhe CaCO 3 precipiton. Ky fenomen çon, për shembull, në faktin se peshore formohet në kazan me kalimin e kohës.

Aplikimi Aplikimi Kryesor metali i kalciumit - ky është përdorimi i tij si një agjent reduktues në prodhimin e metaleve, veçanërisht nikelit, bakrit dhe çelikut inox. Kalciumi dhe hidridi i tij përdoren gjithashtu për të prodhuar metale të vështira për t'u reduktuar si kromi, toriumi dhe uraniumi. Lidhjet e kalciumit dhe plumbit përdoren në disa lloje të bateritë

Kalciumi përdoret gjerësisht në metalurgji për deoksidimin e çelikut, së bashku me aluminin ose në kombinim me të. Përpunimi jashtë furrës me tela që përmbajnë kalcium zë një pozitë udhëheqëse për shkak të ndikimit shumëfaktorial të kalciumit në gjendjen fiziko-kimike të shkrirjes, makro dhe mikrostrukturën e metalit, cilësinë dhe vetitë e produkteve metalike dhe është një pjesë integrale. pjesë e teknologjisë së prodhimit të çelikut. Në metalurgjinë moderne, teli i injektimit përdoret për të futur kalciumin në shkrirje, i cili është kalcium (nganjëherë silikokalcium ose aluminokalcium) në formën e pluhurit ose metalit të shtypur në një mbështjellës çeliku. Së bashku me deoksidimin (heqjen e oksigjenit të tretur në çelik), përdorimi i kalciumit bën të mundur marrjen e përfshirjeve jometalike që janë të favorshme në natyrë, përbërje dhe formë dhe që nuk shkatërrohen gjatë operacioneve të mëtejshme teknologjike.

Izotopi 48 Ca është një nga materialet efektive dhe të përdorura zakonisht për prodhimin e elementeve tepër të rëndë dhe zbulimin e elementeve të rinj të tabelës periodike. Kjo është për shkak se kalciumi-48 është një bërthamë magjike e dyfishtë, kështu që stabiliteti i tij e lejon atë të jetë mjaftueshëm i pasur me neutron për një bërthamë të lehtë; gjatë sintezës bërthama tepër të rënda kërkohet një tepricë neutronesh.

Roli biologjik

Përqendrimi i kalciumit në gjak, për shkak të rëndësisë së tij për një numër të madh procesesh jetësore, rregullohet saktësisht dhe kur ushqyerjen e duhur dhe konsumimi adekuat i produkteve të qumështit me pak yndyrë dhe mungesa e vitaminës D nuk ndodh. Mungesa afatgjatë e kalciumit dhe/ose vitaminës D në dietë rrit rrezikun e osteoporozës dhe në foshnjëri shkakton rakit.

Shënime

1. Fortësia e Brinelit 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. Peshat atomike të elementeve 2011 (Raporti Teknik IUPAC) // Kimi e pastër dhe e aplikuar. - 2013. - Vëll. 85, nr. 5. - F. 1047-1078. - DOI: 10.1351/PAC-REP-13-03-02.
3. Ekipi redaktues: Knunyants I. L. (kryeredaktor). Enciklopedia Kimike: në 5 vëllime - Moskë: Enciklopedia Sovjetike, 1990. - T. 2. - F. 293. - 671 f. - 100,000 kopje.
4. Riley J.P. dhe Skirrow G. Oqeanografia Kimike V. 1, 1965.
5. Pritychenko B. Sistematika e gjysëm jetës së vlerësuar të zbërthimit të dyfishtë beta // Fletët e të dhënave bërthamore. - 2014. - Qershor (vëll. 120). - fq 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI:10.1016/j.nds.2014.07.018.[për të korrigjuar]
6. Pritychenko B. Lista e vlerave të miratuara të prishjes së dyfishtë beta (ββ). (i papërcaktuar) . Qendra Kombëtare e të Dhënave Bërthamore, Laboratori Kombëtar Brookhaven. Marrë më 6 dhjetor 2015.
7. Manuali i kimistit / Bordi redaktues: Nikolsky B. P. et al. - botimi i dytë, i rishikuar. - M.-L.: Kimi, 1966. - T. 1. - 1072 f.
8. Gazeta. RU: Elementet e presionit
9. Kalciumi // Enciklopedia e Madhe Sovjetike: [në 30 vëllime] / kap. ed. A. M. Prokhorov. - botimi i 3-të. - M.: Enciklopedia Sovjetike, 1969-1978.
10. Dyudkin D. A., Kisilenko V. V. Ndikimi i faktorëve të ndryshëm në thithjen e kalciumit nga tela me fluks me mbushës kompleks SK40 (rusisht) // Elektrometalurgjia: ditar. - 2009. - Maj (Nr. 5). - F. 2-6.
11. Mikhailov G. G., Chernova L. A. Analiza termodinamike e proceseve të deoksidimit të çelikut me kalcium dhe alumin (rusisht) // Elektrometalurgji: revistë. - 2008. - Mars (Nr. 3). - F. 6-8.
12. Modeli i guaskës së bërthamës
13. Komiteti i Institutit të Mjekësisë (SHBA) për të rishikuar marrjen e referencës dietike për vitaminën D dhe kalciumin; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, redaktorë (2011).

Sao– oksid kalciumi ose gëlqere e gjallë, e përftuar nga zbërthimi i gurit gëlqeror: CaCO 3 = CaO + CO 2 është një oksid i një metali alkaline tokësor, kështu që ai ndërvepron në mënyrë aktive me ujin: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – hidroksid kalciumi ose gëlqere e shuar, prandaj reaksioni CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 quhet shuarje e gëlqeres. Nëse tretësira filtrohet, rezultati është ujë gëlqeror - kjo është një zgjidhje alkali, kështu që ndryshon ngjyrën e fenolftaleinës në të kuqe.

Gëlqere e shuar përdoret gjerësisht në ndërtim. Përzierja e tij me rërë dhe ujë është një material i mirë lidhës. Nën ndikimin e dioksidit të karbonit, përzierja ngurtësohet Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O.

Në të njëjtën kohë, një pjesë e rërës dhe përzierjes shndërrohen në silikat Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

Ekuacionet Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O dhe CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 luajnë një rol të madh në natyrë dhe në formësimin e pamjes së planetit tonë. Dioksidi i karbonit në formën e një skulptori dhe arkitekti krijon pallate nëntokësore në shtresat e shkëmbinjve karbonatikë. Ai është i aftë të lëvizë qindra e mijëra tonë gurë gëlqerorë nën tokë. Përmes çarjeve në shkëmbinj, uji që përmban dioksid karboni të tretur në të hyn në shtresën e gurit gëlqeror, duke formuar zgavra - shpella derdhje. Bikarbonati i kalciumit ekziston vetëm në tretësirë. Uji nëntokësor lëviz në koren e tokës, duke avulluar ujin në kushte të përshtatshme: Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO 2 , Kështu formohen stalaktitet dhe stalagmitet, skema e formimit të të cilave u propozua nga gjeokimisti i famshëm A.E. Fersman. Ka shumë shpella castrum në Krime. Shkenca i studion ato speleologjia.

Karbonat kalciumi i përdorur në ndërtim CaCO3- shkumës, gur gëlqeror, mermer. A e keni parë të gjithë tonën stacioni hekurudhor: Eshte i zbukuruar me mermer te bardhe te ardhur nga jashte.

përvojë: fryni përmes një tubi në një zgjidhje me ujë gëlqereje, ajo bëhet e turbullt .

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + N 2 RRETH

Në precipitatin e formuar shtohet acid acetik, vërehet vlimi, sepse lirohet dioksidi i karbonit.

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

PERRALLA E VËLLEZËRVE KARBONATE.

Tre vëllezër jetojnë në tokë
Nga familja e karbonateve.
Vëllai i madh është një mermer i pashëm,
I lavdishëm në emër të Kararës,
Një arkitekt i shkëlqyer. Ai
Ndërtoi Romën dhe Partenonin.
Të gjithë e njohin GELERIN,
Prandaj është emërtuar kështu.
I famshëm për punën e tij
Ndërtimi i një shtëpie pas shtëpisë.
Të dy të aftë dhe të aftë
Vëllai i vogël i butë MEL.
Shikoni si vizaton,
Ky CaCO 3!
Vëllezërve u pëlqen të argëtohen
Ngroheni në një furrë të nxehtë,
Pastaj formohen CaO dhe CO 2.
Ky është dioksidi i karbonit
Secili prej jush është i njohur me të,
Ne e nxjerrim atë.
Epo, ky është SaO -
Gëlqere e djegur e nxehtë.
Shtoni ujë në të,
Përziejini tërësisht
Që të mos ketë telashe,
Ne mbrojmë duart tona
GELERE E brumosur mirë, por E SHKELUR!
Qumësht gëlqere
Muret zbardhen lehtësisht.
Shtëpia e ndritshme u bë e gëzuar,
Shndërrimi i gëlqeres në shkumës.
Hocus Pocus për njerëzit:
Gjithçka që duhet të bëni është të fryni nëpër ujë,
Sa e lehte eshte
U shndërrua në qumësht!
Dhe tani është shumë e zgjuar
Unë marr sode:
Qumësht plus uthull. Aj!
Shkuma po derdhet mbi buzë!
Gjithçka është në shqetësime, gjithçka është në punë
Nga agimi në agim -
Këta vëllezër karbonate,
Këto CaCO 3!

Përsëritje: CaO– oksid kalciumi, gëlqere e gjallë;
Ca(OH) 2 – hidroksid kalciumi (gëlqere e shuar, ujë gëlqereje, qumësht gëlqereje në varësi të përqendrimit të tretësirës).
E përgjithshme - e njëjta gjë formula kimike Ca(OH) 2. Dallimi: uji i gëlqeres është transparent tretësirë ​​e ngopur Ca(OH) 2, dhe qumështi i gëlqeres është një suspension i bardhë i Ca(OH) 2 në ujë.
CaCl 2 - klorur kalciumi, klorur kalciumi;
CaCO 3 – karbonat kalciumi, shkumës, mermer guaska, gur gëlqeror.
L/R: koleksionet. Më pas, ne demonstrojmë një koleksion të mineraleve të disponueshme në laboratorin e shkollës: gur gëlqeror, shkumës, mermer, gur guaskë.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - kristalhidrat sulfat kalciumi, gips;
CaCO 3 - kalciti, karbonati i kalciumit është pjesë e shumë mineraleve që mbulojnë 30 milionë km 2 në tokë.

Më i rëndësishmi nga këto minerale është gur gëlqeror. Shkëmbinj guaskë, gëlqerorë me origjinë organike. Përdoret në prodhimin e çimentos, karbitit të kalciumit, sodës, të gjitha llojeve të gëlqeres dhe në metalurgji. Guri gëlqeror është baza e industrisë së ndërtimit;

shkumës nuk është vetëm pudër dhëmbësh dhe shkumës shkollore. Ky është gjithashtu një aditiv i vlefshëm në prodhimin e letrës (të veshura - cilësi të lartë) dhe gome; në ndërtimin dhe rinovimin e ndërtesave - si zbardhues.

Mermeri është një shkëmb i dendur kristalor. Ekziston një ngjyrë - e bardhë, por më shpesh papastërtitë e ndryshme e ngjyrosin me ngjyra të ndryshme. Mermeri i bardhë i pastër është i rrallë dhe përdoret kryesisht për punë nga skulptorët (statuja nga Michelangelo, Rodin. Në ndërtim, mermeri me ngjyrë përdoret si material përballues ( Metroja e Moskës) apo edhe si materiali kryesor ndërtimor i pallateve (Taj Mahal).

Në botën e gjërave interesante "Mauzoleumi i Taj Mahalit"

Shah Jahan i dinastisë së Madhe Mughal e mbajti pothuajse të gjithë Azinë në frikë dhe bindje. Në vitin 1629, Mumzat Mahal, gruaja e dashur e Shah Jahanit, vdiq në moshën 39 vjeçare gjatë lindjes së fëmijës në një fushatë (ky ishte fëmija i tyre i 14-të, të gjithë djem). Ajo ishte jashtëzakonisht e bukur, e ndritshme, e zgjuar, perandori iu bind asaj në gjithçka. Para vdekjes, ajo i kërkoi të shoqit të ndërtonte një varr, të kujdesej për fëmijët dhe të mos martohej. Mbreti i trishtuar dërgoi të dërguarit e tij te të gjithë qytetet e mëdha, kapitale shtetet fqinje– në Buhara, Samarkand, Bagdad, Damask për të gjetur dhe ftuar mjeshtrit më të mirë- në kujtim të gruas së tij, mbreti vendosi të ngrejë ndërtesën më të mirë në botë. Në të njëjtën kohë, lajmëtarët dërguan plane për të gjitha ndërtesat më të mira në Azi dhe materialet më të mira të ndërtimit në Agra (Indi). Ata madje sollën malakit nga Rusia dhe Uralet. Kryemasonët vinin nga Delhi dhe Kandahar; arkitektë - nga Stambolli, Samarkand; dekorues - nga Buhara; kopshtarë - nga Bengali; artistët ishin nga Damasku dhe Bagdadi dhe në krye ishte mjeshtri i njohur Ustad-Isa.

Së bashku, mbi 25 vjet, u ndërtua një strukturë mermeri me shkumës, e rrethuar nga kopshte të gjelbra, shatërvane blu dhe një xhami me gur ranor të kuq. 20,000 skllevër ngritën këtë mrekulli prej 75 m (ndërtesë 25-katëshe). Aty pranë desha të ndërtoj një mauzole të dytë me mermer të zi për veten time, por nuk pata kohë. Ai u rrëzua nga froni nga djali i tij (i 2-ti dhe vrau gjithashtu të gjithë vëllezërit e tij).

Sundimtari dhe mjeshtri i Agrës i kaloi vitet e fundit të jetës së tij duke parë nga dritarja e ngushtë e burgut të tij. Për 7 vjet babai im e admironte krijimin e tij. Kur babai u verbua, djali i bëri atij një sistem pasqyrash në mënyrë që babai të mund të admironte mauzoleun. Ai u varros në Taj Mahal, pranë Mumtaz-it të tij.

Ata që hyjnë në mauzole shohin cenotafet - varre false. Vendet e përjetshme të pushimit të Khanit të Madh dhe gruas së tij janë të vendosura poshtë në bodrum. Gjithçka atje është e veshur me gurë të çmuar që shkëlqejnë sikur të ishin të gjallë dhe degët e pemëve të përrallave, të ndërthurura me lule, zbukurojnë muret e varrit me modele të ndërlikuara. Të krijuara nga gdhendësit më të mirë, lazuli bruz-blu, xhade të zeza jeshile dhe ametistë të kuq festojnë dashurinë e Shah Jahal dhe Mumzat Mahal.

Çdo ditë turistët nxitojnë në Agra, duke dashur të shohin të vërtetën mrekullia e botës - mauzoleumi i Taj Mahalit, sikur noton mbi tokë.

CaCO 3 është një material ndërtimi për skeletin e jashtëm të molusqeve, koraleve, lëvozhgave, etj., dhe lëvozhgave të vezëve. (ilustrime ose Kafshët e biocenozës së koraleve” dhe ekspozimi i një koleksioni koralesh deti, sfungjerësh, gurësh guaskë).

Kalciumi- elementi i periudhës së 4-të dhe grupi PA i Tabelës Periodike, numri serial 20. Formula elektronike atom [18 Ar]4s 2, gjendjet e oksidimit +2 dhe 0. I referohet metaleve alkaline tokësore. Ka elektronegativitet të ulët (1.04) dhe shfaq veti metalike (bazike). Formon (si kation) kripëra të shumta dhe përbërje binare. Shumë kripëra të kalciumit janë pak të tretshme në ujë. Në natyrë - i gjashti Për sa i përket bollëkut kimik, elementi (i treti ndër metalet) gjendet në formë të lidhur. Jetësore element i rëndësishëm për të gjithë organizmat Mungesa e kalciumit në tokë kompensohet me aplikimin e plehrave gëlqereje (CaC0 3, CaO, cianamid kalciumi CaCN 2, etj.). Kalciumi, kationi i kalciumit dhe komponimet e tij ngjyrosin flakën e një djegësi gazi portokalli të errët ( zbulimi cilësor).

Kalciumi Ca

Metal i bardhë argjendi, i butë, duktil. Në ajër të lagësht zbehet dhe mbulohet me një shtresë CaO dhe Ca(OH) 2. Shumë reaktive; ndizet kur nxehet në ajër, reagon me hidrogjen, klor, squfur dhe grafit:

Redukton metalet e tjera nga oksidet e tyre (industrialisht metodë e rëndësishme — kalciumtermia):

Fatura kalcium në industrisë:

Kalciumi përdoret për të hequr papastërtitë jometale nga lidhjet metalike, si një përbërës i lidhjeve të lehta dhe kundër fërkimit, dhe për të ndarë metalet e rralla nga oksidet e tyre.

Oksidi i kalciumit CaO

Oksid bazë. Emri teknik gëlqere e gjallë. E bardhë, shumë higroskopike. Ka strukturë jonike Ca 2+ O 2- . Refraktor, termikisht i qëndrueshëm, i paqëndrueshëm kur ndizet. Thith lagështinë dhe dioksidin e karbonit nga ajri. Reagon fuqishëm me ujin (me të lartë ekzo- efekt), formon një zgjidhje fort alkaline (është i mundur një precipitat hidroksid), një proces i quajtur shuarja e gëlqeres. Reagon me acide, okside metalike dhe jometale. Përdoret për sintezën e përbërjeve të tjera të kalciumit, në prodhimin e Ca(OH) 2, CaC 2 dhe plehrave minerale, si fluks në metalurgji, katalizator në sintezën organike dhe përbërës i materialeve lidhëse në ndërtim.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura Sao në industri— pjekja e gurit gëlqeror (900-1200 °C):

CaCO3 = CaO + CO2

Hidroksid kalciumi Ca(OH) 2

Hidroksidi bazë. Emri teknik është gëlqere e shuar. E bardhë, higroskopike. Ka një strukturë jonike: Ca 2+ (OH -) 2. Zbërthehet kur nxehet mesatarisht. Thith lagështinë dhe dioksidin e karbonit nga ajri. Pak i tretshëm në ujë të ftohtë(formohet një tretësirë ​​alkaline), aq më pak në ujë të vluar. Një tretësirë ​​e qartë (ujë gëlqereje) bëhet shpejt e turbullt për shkak të precipitimit të precipitatit hidroksid (suspensioni quhet qumësht i gëlqeres). Reagimi cilësor për jonin Ca 2+ - duke kaluar dioksid karboni nëpër ujin gëlqeror me shfaqjen e një precipitati CaC0 3 dhe kalimin e tij në tretësirë. Reagon me acide dhe oksidet e acidit, hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve. Përdoret në prodhimin e qelqit, gëlqeres zbardhuese, plehrave minerale gëlqereje, për kausticizimin e sodës dhe zbutjen ujë të freskët, si dhe për përgatitjen e llaçeve gëlqerore - përzierje të ngjashme me brumin (rërë + gëlqere e shuar + ujë), që shërben si material lidhës për gurët dhe punime me tulla, përfundimi (suvatimi) i mureve dhe qëllime të tjera ndërtimore. Ngurtësimi ("vendosja") e zgjidhjeve të tilla është për shkak të thithjes së dioksidit të karbonit nga ajri.

Komponimet e kalciumit- guri gëlqeror, mermeri, gipsi (si dhe gëlqere - një produkt i gurit gëlqeror) janë përdorur tashmë në ndërtim në kohët e lashta. Deri në fund të shekullit të 18-të, kimistët e konsideronin gëlqeren trup i thjeshtë. Në 1789, A. Lavoisier sugjeroi se gëlqere, magnezi, bariti, alumini dhe silicë janë substanca komplekse. Në 1808, Davy, duke i nënshtruar një përzierjeje gëlqereje të njomur dhe oksid merkuri në elektrolizë me një katodë merkur, përgatiti amalgamë kalciumi dhe duke distiluar merkurin prej tij, ai mori një metal të quajtur "kalcium" (nga latinishtja. Calx, gjini. rasti calcis - gëlqere).

Vendosja e elektroneve në orbitale.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Kalciumi quhet një metal alkaline tokësor dhe klasifikohet si një element S. Në nivelin elektronik të jashtëm, kalciumi ka dy elektrone, pra jep komponime: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 etj. Kalciumi është një metal tipik - ai ka një afinitet të lartë për oksigjenin, redukton pothuajse të gjitha metalet nga oksidet e tyre dhe formon një bazë mjaft të fortë Ca(OH)2.

Rrjetat kristalore të metaleve mund të jenë lloje të ndryshme, megjithatë, kalciumi karakterizohet nga një grilë kub e përqendruar në fytyrë.

Madhësitë, format dhe pozicionet relative të kristaleve në metale emetohen duke përdorur metoda metalografike. Vlerësimi më i plotë i strukturës së metalit në këtë drejtim jepet nga analiza mikroskopike e seksionit të tij të hollë. Një mostër pritet nga metali që testohet dhe sipërfaqja e tij bluhet, lëmohet dhe gdhendet me një tretësirë ​​të veçantë (etchant). Si rezultat i gravurës, theksohet struktura e mostrës, e cila ekzaminohet ose fotografohet duke përdorur një mikroskop metalografik.

Kalciumi është një metal i lehtë (d = 1,55), argjendi- të bardhë. Është më i fortë dhe shkrihet në një temperaturë më të lartë temperaturë të lartë(851 °C) në krahasim me natriumin, i cili ndodhet pranë tij në tabelën periodike. Kjo shpjegohet me faktin se ka dy elektrone për jon kalciumi në metal. Kjo është arsyeja pse lidhje kimike ndërmjet joneve dhe gaz elektronikështë më i qëndrueshëm se natriumi. Në reaksionet kimike elektronet e valencës kalciumi transferohet në atomet e elementeve të tjerë. Në këtë rast, formohen jone të ngarkuar dyfish.

Kalciumi ka një aktivitet të madh kimik ndaj metaleve, veçanërisht ndaj oksigjenit. Në ajër, ai oksidohet më ngadalë se metalet alkali, pasi filmi oksid në të është më pak i përshkueshëm nga oksigjeni. Kur nxehet, kalciumi digjet, duke çliruar sasi të mëdha nxehtësie:

Kalciumi reagon me ujin, duke zhvendosur hidrogjenin prej tij dhe duke formuar një bazë:

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

Për shkak të reaktivitetit të lartë kimik ndaj oksigjenit, kalciumi gjen një përdorim në marrjen e metaleve të rralla nga oksidet e tyre. Oksidet e metaleve nxehen së bashku me ashkël kalciumi; Reaksionet rezultojnë në oksid kalciumi dhe metal. Përdorimi i kalciumit dhe disa prej lidhjeve të tij për të ashtuquajturin deoksidim të metaleve bazohet në të njëjtën veti. Kalciumi i shtohet metalit të shkrirë dhe largon gjurmët e oksigjenit të tretur; oksidi i kalciumit që rezulton noton në sipërfaqen e metalit. Kalciumi përfshihet në disa lidhje.

Kalciumi fitohet nga elektroliza e klorurit të kalciumit të shkrirë ose me metodën aluminotermike. Oksidi i kalciumit, ose gëlqere e shuar, është një pluhur i bardhë që shkrihet në 2570 °C. Përftohet nga kalcinimi i gurit gëlqeror:

CaCO3 = CaO + CO2^

Oksidi i kalciumit është një oksid bazë, kështu që reagon me acide dhe anhidride acide. Me ujë jep bazën - hidroksid kalciumi:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Shtimi i ujit në oksid kalciumi, i quajtur shuarja e gëlqeres, ndodh me lirimin e sasi e madhe ngrohtësi. Një pjesë e ujit kthehet në avull. Hidroksidi i kalciumit, ose gëlqere e shuar, është një substancë e bardhë, pak e tretshme në ujë. Një tretësirë ​​ujore e hidroksidit të kalciumit quhet ujë gëlqeror. Kjo zgjidhje ka veti mjaft të forta alkaline, pasi hidroksidi i kalciumit shpërndahet mirë:

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Krahasuar me hidratet e oksideve të metaleve alkali, hidroksidi i kalciumit është më shumë themeli i dobët. Kjo shpjegohet me faktin se joni i kalciumit është dyfish i ngarkuar dhe tërheq më fort grupet hidroksil.

Gëlqerja e shuar dhe tretësira e saj, e quajtur ujë gëlqeror, reagojnë me acide dhe anhidride acide, duke përfshirë dioksidin e karbonit. Uji i gëlqeres përdoret në laboratorë për zbulimin e dioksidit të karbonit, pasi karbonati i patretshëm i kalciumit që rezulton shkakton turbullira në ujë:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Megjithatë, nëse dioksidi i karbonit kalon për një kohë të gjatë, tretësira bëhet përsëri e qartë. Kjo shpjegohet me faktin se karbonati i kalciumit shndërrohet në një kripë të tretshme - bikarbonat kalciumi:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Në industri, kalciumi merret në dy mënyra:

Duke ngrohur përzierjen e briketuar të pluhurit CaO dhe Al në 1200 °C në një vakum prej 0,01 - 0,02 mm. rt. Art.; dallohen nga reagimi:

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

Avulli i kalciumit kondensohet në një sipërfaqe të ftohtë.

Nga elektroliza e shkrirjes së CaCl2 dhe KCl me një katodë të lëngshme bakri-kalciumi, përgatitet një aliazh Cu - Ca (65% Ca), nga i cili kalciumi distilohet në një temperaturë prej 950 - 1000 ° C në një vakum prej 0,1 - 0,001 mm Hg.

Është zhvilluar gjithashtu një metodë për prodhimin e kalciumit nga shpërbërja termike e karbitit të kalciumit CaC2.

Kalciumi është një nga elementët më të zakonshëm në natyrë. Korja e tokës përmban afërsisht 3% (peshë). Kripërat e kalciumit formojnë akumulime të mëdha në natyrë në formën e karbonateve (shumës, mermer), sulfate (gips) dhe fosfate (fosforit). Nën ndikimin e ujit dhe dioksidit të karbonit, karbonatet kalojnë në tretësirë ​​në formën e bikarbonateve dhe transportohen nga ujërat nëntokësore dhe të lumenjve në distanca të gjata. Kur kripërat e kalciumit lahen, mund të krijohen shpella. Për shkak të avullimit të ujit ose rritjes së temperaturës, depozitat e karbonatit të kalciumit mund të formohen në një vend të ri. Për shembull, stalaktitet dhe stalagmitet formohen në shpella.

Kripërat e tretshme të kalciumit dhe magnezit shkaktojnë fortësinë e përgjithshme të ujit. Nëse ato janë të pranishme në ujë në sasi të vogla, atëherë uji quhet i butë. Me një përmbajtje të lartë të këtyre kripërave (100 - 200 mg kripëra kalciumi në 1 litër për sa i përket joneve), uji konsiderohet i fortë. Në ujë të tillë, sapuni nuk shkumon mirë, pasi kripërat e kalciumit dhe magnezit formojnë përbërje të patretshme me të. Ata nuk ziejnë mirë në ujë të fortë produkte ushqimore, dhe kur zihet formon shkallë në muret e kaldajave me avull. Shkalla e përcjell nxehtësinë dobët, shkakton rritje të konsumit të karburantit dhe përshpejton konsumimin e mureve të bojlerit. Formimi i shkallës është një proces kompleks. Kur nxehet kripërat e acidit acidi karbonik i kalciumit dhe magnezit dekompozohet dhe kthehet në karbonate të patretshme:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Tretshmëria e sulfatit të kalciumit CaSO4 gjithashtu zvogëlohet kur nxehet, kështu që është pjesë e shkallës.

Fortësia e shkaktuar nga prania e bikarbonateve të kalciumit dhe magnezit në ujë quhet karbonat ose fortësi e përkohshme, pasi eliminohet me zierje. Përveç fortësisë karbonatike, ekziston edhe fortësia jokarbonate, e cila varet nga përmbajtja e sulfateve dhe klorureve të kalciumit dhe magnezit në ujë. Këto kripëra nuk hiqen me zierje dhe për këtë arsye fortësia jokarbonate quhet edhe fortësi e përhershme. Fortësia karbonate dhe jokarbonate shtohet në ngurtësinë totale.

Për të eliminuar plotësisht ngurtësinë, uji ndonjëherë distilohet. Për të eliminuar fortësinë e karbonatit, uji zihet. Fortësia e përgjithshme mund të eliminohet ose duke shtuar kimikatet, ose duke përdorur të ashtuquajturit shkëmbyes kationesh. Kur përdorni metodë kimike kripërat e tretshme të kalciumit dhe magnezit shndërrohen në karbonate të patretshme, për shembull, shtohet qumështi i gëlqeres dhe sode:

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

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

Heqja e fortësisë duke përdorur rrëshirat e shkëmbimit të kationeve është një proces më i avancuar. Këmbyesit e kationeve janë substanca komplekse (komponime natyrore të silikonit dhe aluminit, me molekulare të lartë komponimet organike), përbërja e së cilës mund të shprehet me formulën Na2R, ku R është një mbetje komplekse e acidit. Kur filtroni ujin përmes një shtrese të rrëshirës së shkëmbimit të kationeve, jonet Na (kationet) shkëmbehen për jonet Ca dhe Mg:

Ca + Na2R = 2Na + Car

Rrjedhimisht, jonet e Ca kalojnë nga tretësira në shkëmbyesin e kationeve dhe jonet e Na kalojnë nga shkëmbyesi i kationit në tretësirë. Për të rivendosur shkëmbyesin e kationit të përdorur, ai lahet me një zgjidhje të kripës së tryezës. Në këtë rast, ndodh procesi i kundërt: Jonet e Ca në shkëmbyesin e kationeve zëvendësohen nga jonet Na:

2Na + 2Cl + Car = Na2R + Ca + 2Cl

Shkëmbyesi i kationit të rigjeneruar mund të përdoret përsëri për pastrimin e ujit.

Në formën e metalit të pastër, Ca përdoret si agjent reduktues për U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb dhe disa metale të rralla të tokës dhe lidhjet e tyre. Përdoret gjithashtu për deoksidimin e çeliqeve, bronzeve dhe lidhjeve të tjera, për heqjen e squfurit nga produktet e naftës, për dehidratimin e lëngjeve organike, për pastrimin e argonit nga papastërtitë e azotit dhe si absorbues gazi në pajisjet elektrike me vakum. Materialet anti-fiction të sistemit Pb - Na - Ca, si dhe lidhjet Pb - Ca të përdorura për prodhimin e mbështjellësve të kabllove elektrike, janë përdorur gjerësisht në teknologji. Aliazhi Ca - Si - Ca (silikokalcium) përdoret si deoksidues dhe degazues në prodhimin e çeliqeve me cilësi të lartë.

Kalciumi është një nga lëndë ushqyese të nevojshme për rrjedhën normale proceset e jetës. Është i pranishëm në të gjitha indet dhe lëngjet e kafshëve dhe bimëve. Vetëm organizma të rrallë mund të zhvillohen në një mjedis pa Ca. Në disa organizma përmbajtja e Ca arrin 38%: tek njerëzit - 1.4 - 2%. Qelizat e organizmave bimorë dhe shtazorë kërkojnë raporte të përcaktuara rreptësisht të joneve të Ca, Na dhe K në mjediset jashtëqelizore. Bimët marrin Ca nga toka. Në bazë të marrëdhënies së tyre me Ca, bimët ndahen në kalcefile dhe kalcefile. Kafshët marrin Ca nga ushqimi dhe uji. Ca është i nevojshëm për formimin e një numri strukturash qelizore, ruajtjen e përshkueshmërisë normale të membranave qelizore të jashtme, për fekondimin e vezëve të peshkut dhe kafshëve të tjera dhe aktivizimin e një numri enzimash. Jonet e kaliumit transmetojnë ngacmimin tek fibra muskulore, duke shkaktuar tkurrjen e saj, rritjen e forcës së kontraktimeve të zemrës, rritjen e funksionit fagocitar të leukociteve, aktivizojnë sistemin e proteinave mbrojtëse të gjakut dhe marrin pjesë në koagulimin e tij. Në qeliza, pothuajse i gjithë Ca gjendet në formën e përbërjeve me proteina, acide nukleike, fosfolipide dhe në komplekse me fosfate inorganike dhe acide organike. Në plazmën e gjakut të njerëzve dhe kafshëve të larta, vetëm 20-40% e Ca mund të lidhet me proteinat. Në kafshët me një skelet, deri në 97-99% e të gjithë Ca përdoret si material ndërtimi: tek jovertebrorët kryesisht në formën e CaCO3 (predha molusqesh, korale), në vertebrorët - në formën e fosfateve. Shumë jovertebrorë ruajnë Ca para shkrirjes për të ndërtuar një skelet të ri ose për të siguruar funksione jetësore në kushte të pafavorshme. Përmbajtja e Ca në gjakun e njerëzve dhe kafshëve të larta rregullohet nga hormonet e gjëndrave paratiroide dhe tiroide. Vitamina D luan një rol kyç në këto procese përthithja e Ca ndodh në pjesën e përparme zorra e holle. Thithja e Ca përkeqësohet me uljen e aciditetit në zorrë dhe varet nga raporti i Ca, fosforit dhe yndyrës në ushqim. Raporti optimal Ca/P në qumështin e lopës është rreth 1,3 (në patate 0,15, në fasule 0,13, në mish 0,016). Me një tepricë të P dhe acidit oksalik në ushqim, përthithja e Ca përkeqësohet. Acidet biliare përshpejtojnë përthithjen e saj. Raporti optimal Ca/yndyrë në ushqimin e njeriut është 0,04 - 0,08 g Ca për 1 g. yndyrë Ekskretimi i Ca ndodh kryesisht përmes zorrëve. Gjitarët humbasin shumë Ca në qumësht gjatë laktacionit. Me çrregullime në metabolizmin e fosforit-kalciumit, rakitizmi zhvillohet tek kafshët e reja dhe tek fëmijët dhe tek kafshët e rritur zhvillohen ndryshime në përbërjen dhe strukturën e skeletit (osteomalacia).

Në mjekësi, ilaçet Ca eliminojnë çrregullimet që lidhen me mungesën e joneve të Ca në trup (tetani, spazmofili, rakit). Barnat e Ca ulin ndjeshmëri e rritur ndaj alergeneve dhe përdoren për trajtimin e sëmundjeve alergjike (sëmundja e serumit, ethet e përgjumura, etj.). Përgatitjet e Ca ulin rritjen e përshkueshmërisë vaskulare dhe kanë një efekt anti-inflamator. Përdoren për vaskulitin hemorragjik, sëmundjen nga rrezatimi, proceset inflamatore (pneumoni, pleurit etj.) dhe disa sëmundje të lëkurës. Përshkruhet si një agjent hemostatik, për të përmirësuar aktivitetin e muskujve të zemrës dhe për të rritur efektin e preparateve digitalis, si një antidot për helmimin me kripëra magnezi. Së bashku me barna të tjera, preparatet Ca përdoren për të stimuluar lindjen. Kloruri i Ca administrohet nga goja dhe intravenoz. Ossocalcinol (15% suspension steril i pluhurit të kockave të përgatitur posaçërisht në vajin e pjeshkës) është propozuar për terapinë e indeve.

Përgatitjet e Ca përfshijnë gjithashtu gipsin (CaSO4), i përdorur në kirurgji për fashat e gipsit, dhe shkumësin (CaCO3), i përshkruar nga brenda për rritjen e aciditetit të lëngut gastrik dhe për përgatitjen e pluhurit të dhëmbëve.

Kalciumi - element nëngrupi kryesor grupi i dytë, periudha e katërt e tabelës periodike elementet kimike D. I. Mendeleev, s numri atomik 20. Shënohet me simbolin Ca (lat. Kalciumi). Substanca e thjeshtë kalcium është një metal alkaline tokësor i butë, kimikisht aktiv me një ngjyrë të bardhë argjendi.

Ka shumë në natyrë: vargjet malore dhe shkëmbinjtë e argjilës formohen nga kripërat e kalciumit, gjendet në ujin e detit dhe lumenjve dhe është pjesë e organizmave bimorë dhe shtazorë. Kalciumi përbën 3.38% të masës së kores së tokës (e pesta më e bollshme pas oksigjenit, silikonit, aluminit dhe hekurit).

Kalciumi gjendet në natyrë si një përzierje e gjashtë izotopeve: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca dhe 48 Ca, ndër të cilat më i zakonshmi - 40 Ca - është 96.97%.

Nga gjashtë izotopet natyrore të kalciumit, pesë janë të qëndrueshëm. Izotopi i gjashtë 48 Ca, më i rëndëi nga gjashtë dhe shumë i rrallë (bollëku i tij izotopik është vetëm 0,187%), u zbulua kohët e fundit se i nënshtrohet zbërthimit të dyfishtë beta me një gjysmë jetë prej 5,3 x 10 19 vjet.

Pjesa më e madhe e kalciumit gjendet në silikate dhe aluminosilikate të shkëmbinjve të ndryshëm (granite, gneisse etj.), veçanërisht në feldspat - Ca anortit.

Në formën e shkëmbinjve sedimentarë, përbërjet e kalciumit përfaqësohen nga shkumësa dhe gëlqerorët, të përbërë kryesisht nga minerali kalcit (CaCO 3). Forma kristalore e kalcitit - mermeri - është shumë më pak e zakonshme në natyrë.

Mineralet e kalciumit si kalciti CaCO 3, anhidriti CaSO 4, alabastri CaSO 4 · 0.5H 2 O dhe gipsi CaSO 4 · 2H 2 O, fluorit CaF 2, apatitet Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomit MgCO 3 ·CaCO 3 . Prania e kripërave të kalciumit dhe magnezit në ujin natyror përcakton fortësinë e tij.

Kalciumi, duke migruar fuqishëm në koren e tokës dhe duke u grumbulluar në sisteme të ndryshme gjeokimike, formon 385 minerale (numri i katërt më i madh i mineraleve).

Në migrimin natyror të kalciumit, një rol të rëndësishëm luan "ekuilibri karbonat", i shoqëruar me reagimin e kthyeshëm të ndërveprimit të karbonatit të kalciumit me ujin dhe dioksidin e karbonit me formimin e bikarbonatit të tretshëm:

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

(ekuilibri zhvendoset majtas ose djathtas në varësi të përqendrimit të dioksidit të karbonit).

Migrimi biogjenik luan një rol të madh.

Komponimet e kalciumit gjenden pothuajse në të gjitha indet e kafshëve dhe bimëve (shih gjithashtu më poshtë). Një sasi e konsiderueshme e kalciumit gjendet në organizmat e gjallë. Kështu, hidroksiapatiti Ca 5 (PO 4) 3 OH, ose, në një hyrje tjetër, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, është baza e indit kockor të vertebrorëve, duke përfshirë njerëzit; Lëvozhgat dhe lëvozhgat e shumë jovertebrorëve, lëvozhgat e vezëve etj. janë të përbëra nga karbonati i kalciumit CaCO 3. Në indet e gjalla të njerëzve dhe kafshëve ka 1,4-2% Ca (sipas pjesës masive); në trupin e njeriut që peshon 70 kg, përmbajtja e kalciumit është rreth 1.7 kg (kryesisht në substancën ndërqelizore të indit kockor).

Kalciumi u mor për herë të parë nga Davy në 1808 duke përdorur elektrolizë. Por, si metalet e tjera alkali dhe alkaline tokësore, elementi nr. 20 nuk mund të merret me elektrolizë nga tretësirat ujore. Kalciumi fitohet nga elektroliza e kripërave të tij të shkrira.

Ky është një proces kompleks dhe me energji intensive. Kloruri i kalciumit shkrihet në një elektrolizer me shtimin e kripërave të tjera (ato janë të nevojshme për të ulur pikën e shkrirjes së CaCl 2).

Katoda e çelikut prek vetëm sipërfaqen e elektrolitit; kalciumi i çliruar ngjitet dhe ngurtësohet mbi të. Me lëshimin e kalciumit, katoda ngrihet gradualisht dhe në fund fitohet një “shufër” kalciumi 50...60 cm e gjatë, pastaj hiqet nga katoda e çelikut dhe procesi fillon përsëri. "Metoda e prekjes" prodhon kalcium të kontaminuar shumë me klorur kalciumi, hekur, alumin dhe natrium. Pastrohet duke e shkrirë në një atmosferë argon.

Nëse katoda e çelikut zëvendësohet nga një katodë e bërë nga një metal që mund të lidhet me kalcium, atëherë aliazhi përkatës do të merret gjatë elektrolizës. Në varësi të qëllimit, mund të përdoret si aliazh ose kalciumi i pastër mund të merret me distilim në vakum. Kështu fitohen lidhjet e kalciumit me zink, plumb dhe bakër.

Një metodë tjetër për prodhimin e kalciumit - metalotermik - u justifikua teorikisht në 1865 nga kimisti i famshëm rus N.N. Beketov. Kalciumi reduktohet me alumin në një presion prej vetëm 0.01 mmHg. Temperatura e procesit 1100...1200°C. Kalciumi merret në formën e avullit, i cili më pas kondensohet.

Vitet e fundit, është zhvilluar një metodë tjetër për marrjen e elementit. Ai bazohet në ndarjen termike të karbitit të kalciumit: karbidi i ngrohur në vakum deri në 1750°C dekompozohet për të formuar avull kalciumi dhe grafit të ngurtë.

Kalciumi metalik ekziston në dy modifikimet alotropike. Deri në 443 °C, α-Ca me një rrjetë kubike të përqendruar në faqe (parametri a = 0,558 nm) është i qëndrueshëm me një rrjetë kub në qendër të trupit të tipit α-Fe (parametri a = 0,448 nm); më të qëndrueshme. Entalpi standarde Δ H 0 tranzicioni α → β është 0,93 kJ/mol.

Me një rritje graduale të presionit, ai fillon të shfaqë vetitë e një gjysmëpërçuesi, por nuk bëhet gjysmëpërçues në kuptimin e plotë të fjalës (nuk është më as metal). Me një rritje të mëtejshme të presionit, ai kthehet në gjendjen metalike dhe fillon të shfaqë veti superpërcjellëse (temperatura e superpërcjellshmërisë është gjashtë herë më e lartë se ajo e merkurit dhe tejkalon shumë të gjithë elementët e tjerë në përçueshmëri). Sjellja unike e kalciumit është e ngjashme në shumë mënyra me stronciumin.

Pavarësisht nga përhapja e elementit, edhe kimistët nuk e kanë parë të gjithë kalciumin elementar. Por ky metal, si në pamje ashtu edhe në sjellje, është krejtësisht i ndryshëm nga metalet alkali, komunikimi me të cilin është i mbushur me rrezik zjarri dhe djegieje. Mund të ruhet në mënyrë të sigurt në ajër; nuk ndizet nga uji. Vetitë mekanike kalciumi elementar nuk e bën atë një "dele të zezë" në familjen e metaleve: kalciumi i kalon shumë prej tyre në forcë dhe fortësi; mund të mprehet torno, vizatoni në tel, farkëtoni, shtypni.

E megjithatë, kalciumi elementar pothuajse nuk përdoret kurrë si material strukturor. Ai është shumë aktiv për këtë. Kalciumi reagon lehtësisht me oksigjenin, squfurin dhe halogjenet. Edhe me azotin dhe hidrogjenin, në kushte të caktuara, ai reagon. Mjedisi i oksideve të karbonit, inerte për shumicën e metaleve, është agresiv për kalciumin. Ai digjet në një atmosferë me CO dhe CO 2 .

Natyrisht, duke pasur veti të tilla kimike, kalciumi nuk mund të ekzistojë në natyrë në një gjendje të lirë. Por komponimet e kalciumit - natyrale dhe artificiale - kanë fituar një rëndësi të madhe.

Kalciumi është një metal tipik i tokës alkaline. Aktiviteti kimik i kalciumit është i lartë, por më i ulët se ai i të gjitha metaleve të tjera alkaline tokësore. Ai reagon lehtësisht me oksigjenin, dioksidin e karbonit dhe lagështinë në ajër, prandaj sipërfaqja e metalit të kalciumit është zakonisht gri e zbehtë, kështu që në laborator kalciumi zakonisht ruhet, si metalet e tjera alkaline tokësore, në një kavanoz të mbyllur fort nën një shtresë. vajguri ose parafine e lëngshme.

Në serinë e potencialeve standarde, kalciumi ndodhet në të majtë të hidrogjenit. Potenciali standard i elektrodës së çiftit Ca 2+ /Ca 0 është −2,84 V, kështu që kalciumi reagon në mënyrë aktive me ujin, por pa ndezje:

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

Kalciumi reagon me jometalet aktive (oksigjen, klor, brom) në kushte normale:

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

Kur nxehet në ajër ose oksigjen, kalciumi ndizet. Kalciumi reagon me jometale më pak aktive (hidrogjen, bor, karbon, silikon, azot, fosfor dhe të tjerë) kur nxehet, për shembull:

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

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

Janë të njohura edhe 3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (fosfidi i kalciumit), fosfidet e kalciumit të përbërjeve CaP dhe CaP 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (silicide kalciumi të përbërjeve CaSi, Ca 3 Si 4 dhe CaSi 2 janë gjithashtu të njohura);

Shfaqja e reaksioneve të mësipërme, si rregull, shoqërohet me lëshimin e një sasie të madhe nxehtësie (d.m.th., këto reagime janë ekzotermike). Në të gjitha përbërjet me jometale, gjendja e oksidimit të kalciumit është +2. Shumica e përbërjeve të kalciumit me jometalet dekompozohen lehtësisht nga uji, për shembull:

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

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

Joni Ca 2+ është i pangjyrë. Kur kripërat e tretshme të kalciumit i shtohen flakës, flaka kthehet në të kuqe tulle.

Kripërat e kalciumit si kloruri CaCl 2, bromidi CaBr 2, jodidi CaI 2 dhe nitrat Ca(NO 3) 2 janë shumë të tretshëm në ujë. Të pazgjidhshëm në ujë janë fluori CaF 2, karbonati CaCO 3, sulfati CaSO 4, ortofosfati Ca 3 (PO 4) 2, oksalati CaC 2 O 4 dhe disa të tjerë.

Është e rëndësishme që, ndryshe nga karbonati i kalciumit CaCO 3, karbonati i kalciumit acid (bikarbonat) Ca(HCO 3) 2 është i tretshëm në ujë. Në natyrë kjo çon në proceset e mëposhtme. Kur është ftohtë, me shi ose uji i lumit, i ngopur me dioksid karboni, depërton nën tokë dhe bie mbi gurë gëlqerorë, pastaj vërehet shpërbërja e tyre:

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

Në të njëjtat vende ku uji i ngopur me bikarbonat kalciumi del në sipërfaqen e tokës dhe nxehet. rrezet e diellit, ndodh reaksioni i kundërt:

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

Kështu transferohen në natyrë masa të mëdha substancash. Si rezultat, boshllëqe të mëdha mund të formohen nën tokë, dhe "akullore" të bukura prej guri - stalaktite dhe stalagmite - formohen në shpella.

Prania e bikarbonatit të kalciumit të tretur në ujë përcakton në masë të madhe fortësinë e përkohshme të ujit. Quhet i përkohshëm sepse kur uji vlon, bikarbonati dekompozohet dhe CaCO 3 precipiton. Ky fenomen çon, për shembull, në faktin se peshore formohet në kazan me kalimin e kohës.

Deri kohët e fundit, metali i kalciumit nuk gjeti pothuajse asnjë përdorim. SHBA-ja, për shembull, para Luftës së Dytë Botërore konsumonte vetëm 10...25 ton kalcium në vit, Gjermania - 5...10 ton, por për zhvillimin e fushave të reja të teknologjisë nevojiten shumë metale të rralla dhe zjarrduruese . Doli se kalciumi është një agjent reduktues shumë i përshtatshëm dhe aktiv për shumë prej tyre, dhe elementi filloi të përdoret në prodhimin e toriumit, vanadiumit, zirkonit, beriliumit, niobit, uraniumit, tantalit dhe metaleve të tjera zjarrduruese. Kalciumi i pastër metalik përdoret gjerësisht në metalotermi për prodhimin e metaleve të rralla.

Kalciumi i pastër përdoret për lidhjen e plumbit që përdoret për prodhimin e pllakave të baterive dhe baterive fillestare me acid plumbi pa mirëmbajtje me vetëshkarkim të ulët. Gjithashtu, kalciumi metalik përdoret për prodhimin e babitëve të kalciumit me cilësi të lartë BKA.

Përdorimi kryesor i metalit të kalciumit është si një agjent reduktues në prodhimin e metaleve, veçanërisht nikelit, bakrit dhe çelikut inox. Kalciumi dhe hidridi i tij përdoren gjithashtu për të prodhuar metale të vështira për t'u reduktuar si kromi, toriumi dhe uraniumi. Lidhjet kalcium-plumb përdoren në bateri dhe lidhje mbajtëse. Granulat e kalciumit përdoren gjithashtu për të hequr gjurmët e ajrit nga pajisjet vakum.

Shkumës natyrale në formë pluhuri përfshihet në përbërjet për lustrimin e metaleve. Por ju nuk mund t'i lani dhëmbët me pluhur natyral të shkumës, pasi përmban mbetje të guaskave dhe guaskave të kafshëve më të vogla, të cilat janë jashtëzakonisht të forta dhe shkatërrojnë smaltin e dhëmbëve.

Përdorimikalciumitnë shkrirjen bërthamore

Izotopi 48 Ca është materiali më efektiv dhe më i përdorur për prodhimin e elementeve tepër të rëndë dhe zbulimin e elementeve të rinj të tabelës periodike. Për shembull, në rastin e përdorimit të 48 joneve të Ca për të prodhuar elementë tepër të rëndë në përshpejtues, bërthamat e këtyre elementeve formohen qindra e mijëra herë më me efikasitet sesa kur përdoren "prodhuesit" e tjerë (jonet). Kalciumi radioaktiv përdoret gjerësisht në biologji dhe mjekësi si një tregues izotopi në studimin e proceseve të metabolizmit mineral në një organizëm të gjallë. Me ndihmën e tij, u vërtetua se në trup ekziston një shkëmbim i vazhdueshëm i joneve të kalciumit midis plazmës, indeve të buta dhe madje. ind kockor. 45Ca gjithashtu luajti një rol të madh në studimin e proceseve metabolike që ndodhin në tokë dhe në studimin e proceseve të përthithjes së kalciumit nga bimët. Duke përdorur të njëjtin izotop, ishte e mundur të zbuloheshin burimet e kontaminimit të çelikut dhe hekurit ultra të pastër me përbërje kalciumi gjatë procesit të shkrirjes.

Aftësia e kalciumit për të lidhur oksigjenin dhe azotin ka bërë të mundur përdorimin e tij për pastrimin e gazeve inerte dhe si marrës (Getter është një substancë që përdoret për të thithur gazrat dhe për të krijuar një vakum të thellë në pajisjet elektronike.) në pajisjet radio me vakum.

Disa komponime të kalciumit të prodhuara artificialisht janë bërë edhe më të njohura dhe më të zakonshme se guri gëlqeror ose gipsi. Kështu, Ca(OH)2 i shuar dhe CaO i gëlqeres së gjallë u përdorën nga ndërtuesit e lashtë.

Çimentoja është gjithashtu një përbërje kalciumi e marrë artificialisht. Së pari, një përzierje balte ose rërë dhe gur gëlqeror nxirret për të prodhuar klinker, i cili më pas bluhet në një pluhur gri të imët. Mund të flisni shumë për çimento (ose më mirë, për çimento), kjo është tema e një artikulli të pavarur.

E njëjta gjë vlen edhe për xhamin, i cili gjithashtu zakonisht përmban elementin.

Hidridi i kalciumit

Nga ngrohja e kalciumit në një atmosferë hidrogjeni, fitohet CaH 2 (hidrid kalciumi), i cili përdoret në metalurgji (metalotermi) dhe në prodhimin e hidrogjenit në terren.

Materiale optike dhe lazer

Fluori i kalciumit (fluorit) përdoret në formën e kristaleve të vetme në optikë (objektiva astronomikë, lente, prizma) dhe si material lazer. Tungstati i kalciumit (scheeliti) në formën e kristaleve të vetme përdoret në teknologjinë laserike dhe gjithashtu si scintilator.

Karbidi i kalciumit

Karbidi i kalciumit është një substancë e zbuluar rastësisht gjatë testimit të një dizajni të ri furre. Deri vonë, karbidi i kalciumit CaCl 2 përdorej kryesisht për saldimin autogjen dhe prerjen e metaleve. Kur karbidi ndërvepron me ujin, formohet acetilen dhe djegia e acetilenit në një rrjedhë oksigjeni lejon që njeriu të marrë një temperaturë prej gati 3000°C. Kohët e fundit acetilen dhe së bashku me të karabit po përdoren gjithnjë e më pak për saldim dhe gjithnjë e më shumë në industrinë kimike.

Kalciumi siburimi i rrymës kimike

Kalciumi, si dhe lidhjet e tij me alumin dhe magnez, përdoren në bateritë elektrike rezervë termike si anodë (për shembull, elementi kalcium-kromat). Kromati i kalciumit përdoret në bateri të tilla si katodë. E veçanta e baterive të tilla është një jetëgjatësi jashtëzakonisht e gjatë (dekada) në një gjendje të përshtatshme, aftësia për të funksionuar në çdo kusht (hapësirë, presion i lartë), i lartë energji specifike sipas peshës dhe vëllimit. Disavantazhi: jetëgjatësi e shkurtër. Bateri të tilla përdoren aty ku është e nevojshme të krijohet energji elektrike kolosale për një periudhë të shkurtër kohore (raketat balistike, disa anije kozmike, etj.).

Materialet rezistente ndaj zjarrit ngakalciumit

Oksidi i kalciumit, si në formë të lirë, ashtu edhe si pjesë e përzierjeve qeramike, përdoret në prodhimin e materialeve zjarrduruese.

Barna

Përbërjet e kalciumit përdoren gjerësisht si një antihistamine.

• Klorur kalciumi
• Glukonat kalciumi
• Glicerofosfat kalciumi

Për më tepër, komponimet e kalciumit përfshihen në ilaçet për parandalimin e osteoporozës, në komplekset e vitaminave për gratë shtatzëna dhe të moshuarit.

Kalciumi është një makronutrient i zakonshëm në trupin e bimëve, kafshëve dhe njerëzve. Tek njerëzit dhe vertebrorët e tjerë, pjesa më e madhe e tij përmbahet në skelet dhe dhëmbë në formën e fosfateve. Skeletet e shumicës së grupeve të jovertebrorëve (sfungjerët, polipet e koraleve, molusqet etj.) përbëhen nga forma të ndryshme të karbonatit të kalciumit (gëlqeres). Kërkesat për kalcium varen nga mosha. Kërkohet për të rriturit normë ditore varion nga 800 deri në 1000 miligramë (mg), dhe për fëmijët nga 600 deri në 900 mg, që është shumë e rëndësishme për fëmijët për shkak të rritjes intensive të skeletit. Pjesa më e madhe e kalciumit që hyn në trupin e njeriut me ushqim gjendet në produktet e qumështit, pjesa e mbetur e kalciumit vjen nga mishi, peshku dhe disa produkte bimore (bishtajoret janë veçanërisht të larta në bishtajore).

Aspirina, acidi oksalik dhe derivatet e estrogjenit ndërhyjnë në përthithjen e kalciumit. Kur kombinohet me acid oksalik, kalciumi prodhon komponime të patretshme në ujë që janë përbërës të gurëve në veshka.

Dozat e tepërta të kalciumit dhe vitaminës D mund të shkaktojnë hiperkalcemi, e ndjekur nga kalcifikim intensiv i kockave dhe indeve (duke prekur kryesisht sistemin urinar). Doza maksimale ditore e sigurt për një të rritur është 1500 deri në 1800 miligramë.

Kalciumi në ujë të fortë

Një grup karakteristikash, të përcaktuara me një fjalë "fortësi", i jepet ujit nga kripërat e kalciumit dhe magnezit të tretura në të. Uji i fortë është i papërshtatshëm për shumë situata jetësore. Formon një shtresë peshore në kaldaja me avull dhe instalimet e kaldajave, e bën të vështirë ngjyrosjen dhe larjen e pëlhurave, por është i përshtatshëm për prodhimin e sapunit dhe përgatitjen e emulsioneve në prodhimin e parfumeve. Prandaj, më herët, kur metodat e zbutjes së ujit ishin të papërsosura, fabrikat e tekstilit dhe parfumeve zakonisht ndodheshin pranë burimeve të ujit "të butë".

Bëhet dallimi midis ngurtësisë së përkohshme dhe të përhershme. Fortësia e përkohshme (ose karbonate) i jepet ujit nga hidrokarbonatet e tretshëm Ca(HCO 3) 2 dhe Mg (HCO 3) 2. Mund të eliminohet me zierje të thjeshtë, gjatë së cilës bikarbonatet shndërrohen në karbonate të kalciumit dhe magnezit të patretshëm në ujë.

Fortësia konstante krijohet nga sulfatet dhe kloruret e të njëjtave metale. Dhe mund të eliminohet, por është shumë më e vështirë për t'u bërë.

Shuma e të dy fortësisë përbën ngurtësinë totale të ujit. Në vende të ndryshme vlerësohet ndryshe. Është e zakonshme të shprehet fortësia e ujit me numrin e ekuivalentëve miligramë të kalciumit dhe magnezit në një litër ujë. Nëse ka më pak se 4 mEq në një litër ujë, atëherë uji konsiderohet i butë; ndërsa përqendrimi i tyre rritet, ai bëhet gjithnjë e më i ashpër dhe, nëse përmbajtja kalon 12 njësi, shumë i ashpër.

Fortësia e ujit zakonisht përcaktohet duke përdorur një zgjidhje sapuni. Kjo tretësirë ​​(me një përqendrim të caktuar) shtohet pika-pika në një sasi të matur uji. Për sa kohë që ka jone Ca 2+ ose Mg 2+ në ujë, ato do të ndërhyjnë në formimin e shkumës. Në bazë të konsumit të tretësirës së sapunit para se të shfaqet shkuma, llogaritet përmbajtja e joneve Ca 2+ dhe Mg 2+.

Është interesante se ngurtësia e ujit u përcaktua në një mënyrë të ngjashme Roma e lashtë. Vetëm vera e kuqe shërbeu si reagent - substancat e saj ngjyruese gjithashtu formojnë një precipitat me jonet e kalciumit dhe magnezit.

Ruajtja e kalciumit

Metali i kalciumit mund të ruhet për një kohë të gjatë në copa që peshojnë nga 0,5 deri në 60 kg. Pjesë të tilla ruhen në thasë letre të vendosura në bateri hekuri të galvanizuar me tegela të salduara dhe të lyera. Bateritë e mbyllura fort vendosen në kuti druri. Copat që peshojnë më pak se 0,5 kg nuk mund të ruhen për një kohë të gjatë - ato kthehen shpejt në oksid, hidroksid dhe karbonat kalciumi.