Властивості кальцію

КАЛЬЦІЙ. [Calcium; від лат. calx (calcis) – вапно], Са – хім. елемент II групи періодичної системи елементів; ат. н. 20, ат. м. 40,08. Сріблясто-білий метал. У з’єднаннях виявляє ступінь окислення + 2. Природний К. складається з суміші шести стабільних ізотопів, серед яких брало переважає ізотоп 40Са (96,97%). З радіоактивних найбільше значення має ізотоп 45Са з періодом напіврозпаду 163,5 дня. Природні сполуки К.- вапняк, мармур, гіпс – вже в глибокій старовині застосовувалися в будівельній справі. Металевий К. отримав (1808) англ. хімік Г. Деві. Вміст До в земній корі 2,96%. За поширеністю в природі займає п’яте місце (після кисню, кремнію, алюмінію і заліза). У вільному стані в природі не зустрічається. Входить до складу осадових гірських порід і різних мінералів: кальциту, вапняку, крейди, мармуру, доломіту, гіпсу, ангідриту, фосфориту, флюориту і ін. З’єднання К. містяться також у грунті та морській воді. Кристалічна решітка К. гранецентрированная кубічна з періодом а = 5,56 А, перехідна при т-рі близько 450 ° С в гексагональну.
Щільність 1,54 г / см3; tun 851 ° С; tкип +1482 ° С; температурний коеф. лінійного розширення (т-ра 0-300 ° С) 22 • 10-6 град-1; коеф. теплопровідності 0,3 кал / см • сек-град; питомий електричний опір 4,6 • 10-6 ом • см. Модуль пружності +2600 кгс / мм2; межа міцності на розтяг 6 кгс / мм2; межу пружності 0,4 кгс / мм2; межа плинності 3,8 кгс / мм2; відносне подовження 50%; НВ = 20-30. Хімічно дуже активний і витісняє майже всі метали з їх оксидів, сульфідів і галогенідів.

При звичайній т-рі взаємодіє з киснем і вологою повітря, при нагріванні запалюється і згорає, утворюючи окис СаО. Енергійно розкладає воду, легко взаємодіє з галогенами. При нагріванні з сіркою утворює сульфід CaS. З воднем утворює гідрид СаН2, зі мн. металами – интерметаллические з’єднання або тверді розчини. За хім. св-вам К. подібний стронцію і барію. Отримують К. електролітичним або металотермічним способом.
За електролітичним способом при т-рі 700 ° С проводять електроліз розплавленої суміші хлористих К. і калію, використовуючи графітовий анод і рідкий меднокальціевий катод, що містить на початку процесу 30-35% Са, а в кінці процесу 62-65% Са. Металевий К. зі сплаву відганяють при т-рі 1000 ° С у вакуумі 0,1-0,001 мм рт. ст. Возогнанний К. містить менше 0,5% домішок. За металлотерміче-ському способу подрібнену окис К. змішують з порошком алюмінію, брикетують і завантажують в реторти з хромонікелевої сталі. Відновлення проходить при т-рі 1200 ° С у вакуумі 0,01-0,02 мм рт. ст. Пари К. конденсуються на холодній частині реторти. Чистота одержуваного цим способом К. становить 98-99%.

Металотермічних спосіб перспективніше електролітичного. К. піддається різним видам хутро. обробки. Товарні форми К.- відливають листи. Металевий К. застосовують для відновлення з оксидів або галогенідів рубідію, цезію, цирконію, ванадію, торію, урану і деяких рідкоземельних металів, для розкислення сталей і бронз, для видалення сірки з нафтопродуктів, при очищенні інертних газів від азоту, для поглащения залишкових газів вакуумних приладах. Сплави К. зі свинцем використовують як антифрикційні матеріали, при виготовленні акумуляторних пластин і оболонок електр. кабелів. Окис кальцію знаходить застосування в скляному произове, для футерування печей, для приготування гашеного вапна, до-раю в суміші з піском використовується як будівельного розчину (штукатурки). Карбід К. служить для отримання ацетилену.
Гідрид К. вживають для отримання рідкісних металів з оксидів, при визначенні слідів води в органічних розчинниках, для отримання водню. Безводний хлористий К. використовують для осушення органічних розчинників і газів, як каталізатор затвердіння деяких синтетичних смол, для полімеризації силіконів. Просочування хлористим К. підвищує вогнестійкість деревини і тканин. Хлорне вапно застосовується як відбілюючий засіб в целюлозно-паперовій і текстильній проммсти, а також як дезінфекційні засоби. Сульфід К. застосовують для приготування люмінофорів, соціальній та шкіряної проммсти для видалення волосся зі шкур. Гідросульфід К. використовують в произове штучного волокна.

Характеристика елемента. В атомі кальцію завершується заповнення 4s-орбіталі. Разом з калієм він утворює пару s-елементів четвертого періоду. Різниця між енергією зовнішнього підрівня інижележащим настільки велике, що кальцій, крім стану + 2, ніяких стійких ступенів окислення не має. Останнім часом стали відомі сполуки СаС1 і CaF, в яких ступінь окислення кальцію +1, але ці речовини ще дуже слабо вивчені. Збільшення заряду призводить до більш міцному стягиванию зовнішнього електронного шару, так що розмір атома зменшується в порівнянні з калієм майже на 0,5 А. По величинам радіусів атома і нона кальцій ближче до натрію, ніж до калію (діагональне схожість). Створюване ядром атома потенційне поле призводить до того, що іон кальцію сильно притягує від молекули Н2O групу ОН п внаслідок цього протон від Н2O легко відділяється. Іон Са2 + має радіус 0,94 А, що значно менше, ніж у К + (2,23 А), тому Са2 + поляризується значно менше. Гідроксид кальцію досить сильне підставу. Таким чином, навіть у кальцію – найменш активного з усіх лужноземельних металів-характер зв’язку в сполуках іонний.

Властивості простої речовини і з’єднань. Зовні кальцій – сріблясто-білий метал (t пл = 849 ° С, t кип = 1 440 ° С), твердіше стронцію п барію. На повітрі нестійкий, покривається жовтуватою плівкою продуктів окислення. З водою реагує бурхливо з загорянням водню

Са + 2H2O = Са (OH) 2 + H2 ↑

2H2 + O2 = 2H2O + Q

При контакті з киснем утворюється в основному оксид, а при підвищеному тиску пероксид СаO2. Дає твердий гідрид з воднем при нагріванні:

Са + Н2 = СаН2

При температурі червоного розжарювання реагує з азотом:

ЗСА + N2 = Ca3N2

Оксид і гідроксид кальцію. Технічний оксид кальцію готують прожарюванням вапняку:
t
СаСОз → СаО + СO2

Отриманий продукт називається негашеним вапном. При додаванні до СаО води протікає процес гасіння:

СаО + Н2О = Са (ОН) 2

і виходить «гашене вапно» або гідроксид кальцію. Обробкою вапна вугіллям в електропечах отримують карбід:

CaO + 3C = CaC2 + CO
Солі кальцію. З хлором метал утворює хлорид СаСl2, примітний тим, що здатний жадібно вбирати воду. Він є одним з найбільш широко використовуваних в хімічній і медичній практиці осушувачів. Хлорид кальцію – один з небагатьох солей елемента, розчинних у воді, тоді як більшість труднорастворимая: карбонати, сульфати, фториди і середні фосфати. Цим користуються в аналітичній хімії для виділення кальцію з розчину. Для відділення іона кальцію від дуже схожого на нього <іона магнію користуються нерозчинністю у воді солі щавлевої кислоти кальцію СаС2O4. Утворення цієї солі в організмі служить причиною появи одного з різновидів ниркових каменів в організмі – оксалатів. Одним з найважливіших сполук, необхідних для техніки, є карбід кальцію. Його застосовують для отримання ацетилену при зварюванні

СаС2 + 2Н2O = Са (OH) 2 + CH ≡ CH

а також як напівпродукт у виробництві ціанаміду кальцію (добриво) і при виготовленні штучного каучуку

СаС2 + N2 = C + Ca = N – C ≡ N

Для отримання фосфатів кальцію додають сірчану кислоту до фосфоритів і залежно від кількості взятої H2SO4 виникають різні продукти:

(1) Са3 (РO4) 2 + H2SO4 = CaSO4 + 2СаНРO4

(2) Са3 (РO4) 2 + 2H2SO4 = 2CaSO4 + Са (Н2РО4) 2

(3) Са3 (PO4) 2 + 3H2SO4 = ЗСаSO4 + 2Н3РO4

Отримані по реакціях (1) і (2) преципітат СаНРO4 і суперфосфат Са (Н2РO4) 2 забруднені гіпсом, введення якого в грунт підвищує вміст CaSO4 в ній, що не бажано. Тому намагаються отримувати фосфорну кислоту по процесу (3) і нею обробляють фосфорит:

Са3 (РO4) 2 + 4Н3РO4 = ЗСА (Н2РО4) 2

Преципітат отримують обробкою Са (ОН) 2 фосфорною кислотою

Са (OH) 2 + Н3РO4 = СаНРO4 + 2Н2O

З солями кальцію (і магнію) пов’язане таке поняття, як «твердість» води. Чим більше у воді солей цих елементів, тим вода жорсткіше: при нагріванні дає накинь (карбонати), ускладнює забарвлення і прання тканин, не годиться для ряду виробництв. Розрізняють тимчасову і постійну жорсткість, створювану гідрокарбонатами Са (НСОз) 2, Mg (HCO3) 2 і відповідно сульфатами CaSO4, MgSO4, хлоридами СаСl2, MgCl2. Усунути тимчасову жорсткість
досить легко: кип’ятінням, добавкою соди або будь-якої кислоти:
t
Са (НСO3) 2 → СаСO3 ↓ + Н2O + СO2

Ca (HCO3) 2 + Na2C03 = 2NaHCO3 ↓ + СаСO3 ↓

Са (НСO3) 2 + 2HCI = СаСl2 + Н2O + СO2 ↑

Важче усунути постійну жорсткість. Для цього воду пропускають через ионообменники, в яких знаходяться іоніти (найчастіше штучні смоли), що містять іони Na ​​+ або Н +. Вода, проходячи крізь ионообменники, обмінює іони кальцію і магнію, Сорбує на ионитах, на Na + і Н +.

Отримання і використання. Кальцій відноситься до поширених елементам. Це пояснюється нерозчинністю багатьох його солей. Основні різновиди їх, що зустрічаються в природі: кальцит (вапняк) СаСO3, фосфорит Са3 (РO4) 2, ангідрит CaSO4, важливий для металургії мінерал флюорит CaF2. Отримують кальцій електролізом розплавлених солей, найчастіше хлоридів. У вигляді металу застосовують при виготовленні підшипникових сплавів типу бабіту, а також у формі амальгами в промисловості тонкого органічного синтезу. Набагато ширше, ніж сам метал, використовуються сполуки кальцію. Головними з них є оксид і гідроксид кальцію, різні солі фосфорної кислоти, карбід кальцію і деякі інші. Найбільш важливі для сільського господарства фосфати кальцію, а для промисловості оксид і карбід. У суміші з піском і деякими іншими речовинами вапно САО може бути використана в якості сполучного матеріалу в будівництві, а також при виробництві стекол і силікатних емалей. Вапно СаО застосовують і в сільському господарстві в двох цілях: її вносять у грунт для зниження кислотності грунтів і в якості добрива. Широке застосування в сільському господарстві в якості добрива знаходять фосфати кальцію. Основне значення мають фосфорит Са3 (РO4) 2, преципітат СаHРO4 і супер фосфати (простий Ca (H2PO4) + 2CaSO4 і подвійний Са (Н2РO4) 2). Фосфорит являє собою природне з’єднання. Біологічні функції кальцію полягають у створенні кісткового скелета організму, регулюванні осмотичного тиску в клітинах і регулюванні роботи ферментних систем (наприклад, процесів згортання крові). Засвоєння кальцію зростаючим організмом активно відбувається в присутності вітаміну D.

Літ .: Доронін Н. А .. Металургія кальцію.
Також читають.
Кальцій [Calcium; від лат. calx (calcis) – вапно. Сріблясто-білий метал. Природні сполуки К.- вапняк, мармур, гіпс. Детальніше
Кальцій загальне -один із найпоширеніших елементів на Землі. У природі його дуже багато: з солей кальцію утворені гірські масиви і глинисті породи. Детальніше
Кальцит. [Від лат. calx (calcis) – вапно], Са [С03] – мінерал класу карбонатів (Читати детальніше). Синонім: вапняний шпат. Хім. склад (%): СаО – 56; С02 – 44. Різниці за складом: К. марганцовистое. Детальніше
Група кальциту ставляться дуже поширені мінерали, що утворюють ізодіморфний ряд кальциту – арагонита. Детальніше

Кальцій хлористий зустрічається в природі набагато рідше, ніж карбонат, сульфат або фосфат кальцію. Її отримують як побічний продукт. Детальніше

Фтористий К. основний компонент фосфоритів і апатитів. Ці мінерали (теж досить поширені) – сировина для виробництва фосфорних добрив. Детальніше

Карбонат кальцію СаСО3 – одне з найпоширеніших на Землі сполук. Мінерали на основі СаСО3 покривають близько 40 млн. Км2. Детальніше

Фтористий К. На відміну від CaCl2 та інших галогенідів кальцію ця сіль практично нерозчинні в воді. Фтористий кальцій входить до складу апатиту. Детальніше

Посилання на основну публікацію