Egenskaber og anvendelser af calcium. Calcium som et kemisk element, dets rolle

Calcium er meget almindeligt i naturen i formen forskellige forbindelser. I jordskorpen ligger den på en femteplads med 3,25 %, og findes oftest i form af kalksten CaCO3, dolomit CaCO3*MgCO3, gips CaSO4*2H2O, phosphorit Ca3(PO4)2 og flusspat CaF2, der ikke tæller en signifikant andel af calcium i sammensætningen af ​​silikatsten. Havvand indeholder i gennemsnit 0,04 % (vægt) calcium

Fysiske og kemiske egenskaber af calcium

Calcium er i undergruppen af ​​jordalkalimetaller af gruppe II i det periodiske system af grundstoffer; serienummer 20, atomvægt 40,08, valens 2, atomvolumen 25,9. Calciumisotoper: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0,003%), 48 (0,185%). Elektronisk struktur af calciumatomet: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2. Atomradius er 1,97 A, ionradius er 1,06 A. Op til 300° har calciumkrystaller form som en terning med centrerede flader og en sidestørrelse på 5,53 A, over 450° har de en sekskantet form. Specifik vægtfylde calcium 1,542, smeltepunkt 851°, kogepunkt 1487°, smeltevarme 2,23 kcal/mol, fordampningsvarme 36,58 kcal/mol. Atomvarmekapacitet af fast calcium Cр = 5,24 + 3,50*10В-3 T for 298-673° K og Cp = 6,29+1,40*10В-3T for 673-1124° K; for flydende calcium Cp = 7,63. Entropien af ​​fast calcium er 9,95 ± 1, gasformig ved 25° 37,00 ± 0,01.
Dampelasticiteten af ​​fast calcium blev undersøgt af Yu.A. Priselkov og A.N. Nesmeyanov, P. Douglas og D. Tomlin. Værdierne for det mættede damptryk af calcium er angivet i tabel. 1.

Med hensyn til termisk ledningsevne nærmer calcium sig natrium og kalium, ved temperaturer på 20-100° er den lineære ekspansionskoefficient 25 * 10v-6, ved 20° er den elektriske resistivitet 3,43 μ ohm/cm3, fra 0 til 100° temperaturkoefficient for elektrisk modstand er 0,0036. Elektrokemisk ækvivalent 0,74745 g/a*t. Calcium trækstyrke 4,4 kg/mm2, Brinell hårdhed 13, forlængelse 53%, relativ kontraktion 62%.
Calcium har en sølvhvid farve og skinner, når den knækker. I luften er metallet dækket af en tynd blågrå film af nitrid, oxid og delvist calciumperoxid. Calcium er fleksibelt og formbart; det kan behandles på drejebænk, bore, skære, save, presse, tegne osv. End renere metal, jo større er dens plasticitet.
I spændingsserien er calcium placeret blandt de mest elektronegative metaller, hvilket forklarer dets høje kemiske aktivitet. Ved stuetemperatur reagerer calcium ikke med tør luft, ved 300° og derover oxiderer det intensivt, og ved kraftig opvarmning brænder det med en lys orange-rødlig flamme. I fugtig luft oxiderer calcium gradvist og bliver til hydroxid; Med koldt vand reagerer relativt langsomt, men fra varmt vand fortrænger brint kraftigt og danner hydroxid.
Nitrogen reagerer mærkbart med calcium ved en temperatur på 300° og meget intensivt ved 900° med dannelse af nitrid Ca3N2. Med brint ved en temperatur på 400° danner calcium hydridet CaH2. Calcium binder sig ikke til tørre halogener, med undtagelse af fluor, ved stuetemperatur; intensiv dannelse af halogenider forekommer ved 400° og derover.
Stærk svovlsyre (65-60° Be) og salpetersyre har en svag effekt på ren calcium. Blandt vandige opløsninger af mineralsyrer er saltsyre meget stærk, salpetersyre er stærk, og svovlsyre er svag. I koncentrerede opløsninger NaOH og sodaopløsninger ødelægger næppe calcium.

Ansøgning

Calcium bruges i stigende grad i forskellige brancher produktion. I På det sidste det har fået stor betydning som reduktionsmiddel ved fremstillingen af ​​en række metaller. Rent uranmetal opnås ved at reducere uranfluorid med calciummetal. Calcium eller dets hydrider kan bruges til at reducere titaniumoxider, såvel som oxider af zirconium, thorium, tantal, niobium og andre sjældne metaller. Calcium er en god deoxidator og afgasser i produktionen af ​​kobber, nikkel, krom-nikkel-legeringer, specialstål, nikkel og tinbronzer; det fjerner svovl, fosfor og kulstof fra metaller og legeringer.
Calcium danner ildfaste forbindelser med bismuth, så det bruges til at rense bly fra bismuth.
Calcium tilsættes forskellige lette legeringer. Det hjælper med at forbedre barrens overflade, finkornstørrelse og reducere oxidation. Lejelegeringer indeholdende calcium er meget udbredt. Blylegeringer (0,04% Ca) kan bruges til at fremstille kabelkapper.
Calcium bruges til dehydrering af alkoholer og opløsningsmidler til afsvovling af olieprodukter. Legeringer af calcium med zink eller med zink og magnesium (70% Ca) bruges til at fremstille porøs beton af høj kvalitet. Calcium er en del af antifriktionslegeringer (bly-calcium babbit).
På grund af evnen til at binde ilt og nitrogen, anvendes calcium eller calciumlegeringer med natrium og andre metaller til rensning af ædelgasser og som en getter i vakuumradioudstyr. Calcium bruges også til at producere hydrid, som er en kilde til brint i marken. Med kul danner calcium calciumcarbid CaC2, som bruges i store mængder til at producere acetylen C2H2.

Udviklingshistorie

Dewi opnåede først calcium i form af et amalgam i 1808 ved hjælp af elektrolyse af våd kalk med en kviksølvkatode. I 1852 opnåede Bunsen et amalgam med et højt calciumindhold ved elektrolyse af en saltsyreopløsning af calciumchlorid. I 1855 opnåede Bunsen og Matthiessen rent calcium ved elektrolyse af CaCl2 og Moissan ved elektrolyse af CaF2. I 1893 forbedrede Borchers betydeligt elektrolysen af ​​calciumchlorid ved at bruge katodekøling; Arndt i 1902 opnåede ved elektrolyse et metal indeholdende 91,3% Ca. Ruff og Plata brugte en blanding af CaCl2 og CaF2 til at reducere elektrolysetemperaturen; Borchers og Stockham opnåede en svamp ved en temperatur under smeltepunktet for calcium.
Problemet med elektrolytisk produktion af calcium blev løst af Rathenau og Suter, der foreslog elektrolysemetoden med en berøringskatode, som snart blev industriel. Der har været mange forslag og forsøg på at fremstille calciumlegeringer ved elektrolyse, især på en flydende katode. Ifølge F.O. Banzel, calciumlegeringer kan opnås ved elektrolyse af CaF2 med tilsætning af salte eller fluoroxider af andre metaller. Poulene og Melan fremstillede en Ca-Al-legering på en flydende aluminium-katode; Kügelgen og Seward opnåede en Ca-Zn-legering på en zinkkatode. Produktionen af ​​Ca-Zn-legeringer blev undersøgt i 1913 af W. Moldenhauer og J. Andersen, og de fremstillede også Pb-Ca-legeringer på en blykatode. Koba, Simkins og Gire brugte en 2000 A blykatodeelektrolysator og opnåede en legering med 2% Ca ved en strømeffektivitet på 20%. I. Tselikov og V. Wasinger tilsatte NaCl til elektrolytten for at opnå en legering med natrium; R.R. Syromyatnikov blandede legeringen og opnåede 40-68% strømudgang. Calciumlegeringer med bly, zink og kobber fremstilles ved elektrolyse i industriel skala
Vakte stor interesse termisk metode får calcium. Aluminotermisk reduktion af oxider blev opdaget i 1865 af H.H. Beketov. I 1877 opdagede Malet vekselvirkningen mellem en blanding af calcium-, barium- og strontiumoxider med aluminium ved opvarmning.Winkler forsøgte at reducere de samme oxider med magnesium; Biltz og Wagner, der reducerede calciumoxid med aluminium i et vakuum, opnåede et lavt udbytte af metal. Gunz i 1929 nåede bedste resultater. A.I. Voinitsky reducerede i 1938 calciumoxid i laboratoriet med aluminium og siliciumlegeringer. Metoden blev patenteret i 1938. I slutningen af ​​Anden Verdenskrig fik den termiske metode industriel anvendelse.
I 1859 foreslog Caron en metode til fremstilling af natriumlegeringer med jordalkalimetaller ved indvirkning af metallisk natrium på deres chlorider. Ved hjælp af denne metode opnås calcium (og barin) i en legering med bly Før Anden Verdenskrig blev den industrielle produktion af calcium ved elektrolyse udført i Tyskland og Fraktion. I Bieterfeld (Tyskland) blev der i perioden fra 1934 til 1939 produceret 5-10 tons calcium årligt, USA's behov for calcium blev dækket af import, som beløb sig til 10-25 g om året i perioden 1920-1940. Siden 1940, da importen fra Frankrig ophørte, begyndte USA selv at producere calcium i betydelige mængder ved elektrolyse; i slutningen af ​​krigen begyndte de at opnå calcium ved hjælp af den vakuum-termiske metode; ifølge S. Loomis nåede dens produktion op på 4,5 tons pr. dag. Ifølge Minerale Yarbook producerede Dominium Magnesium i Canada calcium om året:

Oplysninger om omfanget af calciumfrigivelse over de sidste år mangler.

Navn:*
E-mail:
En kommentar:

Tilføje

27.03.2019

Først og fremmest skal du beslutte dig for, hvor meget du er villig til at bruge på købet. Eksperter anbefaler nybegyndere et beløb fra 30 tusind til 100 rubler. Det koster...

27.03.2019

Valset metal er nu aktivt brugt i de fleste forskellige situationer. Faktisk kan mange industrier simpelthen ikke undvære det, da valset metal...

27.03.2019

Ovale stålpakninger er designet til tætning flangeforbindelser fittings og rørledninger, der transporterer aggressive medier....

26.03.2019

Mange af os har hørt om sådan en stilling som systemadministrator, men ikke alle forstår, hvad der præcist menes med denne sætning....

26.03.2019

Enhver person, der foretager renoveringer i deres lokaler, bør tænke over, hvilke strukturer der skal installeres i det indre rum. På markedet...

26.03.2019

26.03.2019

I dag bruges gasanalysatorer aktivt i olie- og gasindustrien, i den offentlige forsyningssektor, under analyser i laboratoriekomplekser, for...

Hjem / Forelæsninger 1. år / Generelt og organisk kemi/ Spørgsmål 23. Calcium / 2. Fysiske og kemiske egenskaber

Fysiske egenskaber. Calcium er et sølv-hvidt formbart metal, der smelter ved en temperatur på 850 grader. C og koger ved 1482 grader. C. Det er betydeligt hårdere end alkalimetaller.

Kemiske egenskaber. Calcium er et aktivt metal. Så under normale forhold interagerer det let med atmosfærisk ilt og halogener:

2 Ca + O2 = 2 CaO (calciumoxid);

Ca + Br2 = CaBr2 (calciumbromid).

Calcium reagerer med brint, nitrogen, svovl, phosphor, kulstof og andre ikke-metaller ved opvarmning:

Ca + H2 = CaH2 (calciumhydrid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (calciumnitrid);

Ca + S = CaS (calciumsulfid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (calciumphosphid);

Ca + 2 C = CaC2 (calciumcarbid).

Calcium reagerer langsomt med koldt vand, men meget kraftigt med varmt vand:

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

Calcium kan fjerne ilt eller halogener fra oxider og halogenider mindre aktive metaller, dvs. det har genoprettende egenskaber:

5 Ca + Nb205 = CaO + 2 Nb;

• 1. At være i naturen
• 3. Kvittering
• 4. Ansøgning

www.medkurs.ru

Calcium | vejviser Pesticides.ru

For mange mennesker er viden om calcium kun begrænset til, at dette element er nødvendigt for sunde knogler og tænder. Hvor det ellers er indeholdt, hvorfor det er nødvendigt, og hvor nødvendigt det er, er det ikke alle, der har en idé om. Calcium findes dog i mange velkendte forbindelser, både naturlige og menneskeskabte. Kridt og kalk, drypsten og stalagmitter fra huler, ældgamle fossiler og cement, gips og alabast, mejeriprodukter og lægemidler mod osteoporose - alt dette og meget mere er højt i calcium.

Dette element blev først opnået af G. Davy i 1808, og i begyndelsen blev det ikke særligt aktivt brugt. Men dette metal er nu det femte mest producerede i verden, og behovet for det stiger år for år. Den vigtigste anvendelse af calcium er at opnå byggematerialer og blandinger. Det er dog nødvendigt at bygge ikke kun huse, men også levende celler. I den menneskelige krop er calcium en del af skelettet, muliggør muskelsammentrækninger, sikrer blodkoagulering, regulerer aktiviteten af ​​en række fordøjelsesenzymer og udfører andre ganske talrige funktioner. Det er ikke mindre vigtigt for andre levende genstande: dyr, planter, svampe og endda bakterier. Samtidig er behovet for calcium ret højt, hvilket gør det muligt at klassificere det som et makronæringsstof.

Calcium, Ca - kemisk element hovedundergruppe af gruppe II i Mendeleevs periodiske system. Atomnummer – 20. Atommasse – 40,08.

Calcium er et jordalkalimetal. Når den er fri, formbar, ret hård, hvid. Ved densitet tilhører det letmetaller.

• Massefylde – 1,54 g/cm3,
• Smeltepunkt – +842 °C,
• Kogepunkt – +1495 °C.

Calcium er udtalt metalliske egenskaber. I alle forbindelser er oxidationstilstanden +2.

I luften bliver den dækket af et lag oxid, og når den opvarmes, brænder den med en rødlig, lys flamme. Det reagerer langsomt med koldt vand, men fortrænger hurtigt brint fra varmt vand og danner hydroxid. Når det interagerer med brint, danner det hydrider. Ved stuetemperatur reagerer det med nitrogen og danner nitrider. Det kombineres også nemt med halogener og svovl og reducerer metaloxider ved opvarmning.

Calcium er et af de mest rigelige grundstoffer i naturen. I jordskorpen er dens indhold 3 % af massen. Det forekommer i form af aflejringer af kridt, kalksten og marmor (en naturlig type calciumcarbonat CaCO3). Der er store mængder aflejringer af gips (CaSO4 x 2h3O), phosphorit (Ca3(PO4)2 og forskellige calciumholdige silikater.

Vand

. Calciumsalte er næsten altid til stede i naturligt vand. Af disse er kun gips lidt opløseligt i det. Når vand indeholder kuldioxid, går calciumcarbonat i opløsning i form af bicarbonat Ca(HCO3)2.

Hårdt vand

. Naturligt vand med en stor mængde calcium- eller magnesiumsalte kaldes hårdt vand.

Blødt vand

. Når indholdet af disse salte er lavt eller fraværende, kaldes vandet blødt.

Jordbund

. Som regel er jorden tilstrækkeligt forsynet med calcium. Og da calcium er indeholdt i større masse i den vegetative del af planter, er dets fjernelse med høsten ubetydelig.

Tab af calcium fra jorden opstår som følge af dets udvaskning ved nedbør. Denne proces afhænger af jordens granulometriske sammensætning, mængden af ​​nedbør, typen af ​​planter, former og doser af kalk og mineralsk gødning. Afhængigt af disse faktorer varierer kalktabet fra agerlaget fra flere tiere til 200 – 400 kg/ha eller mere.

Calciumindhold i forskellige jordtyper

Podzoljord indeholder 0,73% (af jordens tørstof) calcium.

Grå skov – 0,90% calcium.

Chernozems – 1,44% calcium.

Serozemer – 6,04% calcium.

I planten findes calcium i form af fosfater, sulfater, karbonater og i form af salte af pektin- og oxalsyre. Næsten op til 65 % af calcium i planter kan udvindes med vand. Resten behandles med svag eddike og saltsyrer. Det meste calcium findes i aldrende celler.

Symptomer på calciummangel ifølge:
Kultur	Symptomer på mangel
Generelle symptomer	Hvidning af den apikale knop; Hvidning af unge blade; Bladspidserne er buede nedad; Bladenes kanter krøller opad;
Kartoffel	De blomstrer dårligt øverste blade; Stænglens vækstpunkt dør; Der er en lys stribe ved kanterne af bladene, som senere bliver mørkere; Bladenes kanter er krøllede opad;
Hvid- og blomkålskål	Unge planters blade har klorotiske pletter (marmorering) eller hvide striber langs kanterne; I gamle planter krøller blade og der kommer forbrændinger på dem; Vækstpunktet dør ud
	De terminale blade af blade dør af Blomster falder; Vises på frugter i den apikale del mørk plet, som stiger i takt med at fosteret vokser ( blomst ende rådne tomater)
	De apikale knopper dør af; Kanterne af unge blade er krøllet sammen, har et pjaltet udseende og dør efterfølgende af; De øverste dele af skuddene dør af; Skader på rodspidser; I frugtkødet - brune pletter(bitter grubetæring); Frugtens smag forringes; Salgbarheden af ​​frugter falder

Funktioner af calcium

Virkningen af ​​dette element på planter er mangefacetteret og som regel positiv. Calcium:

• Styrker stofskiftet;
• Spiller vigtig rolle i bevægelse af kulhydrater;
• Påvirker metamorfosen af ​​nitrogenholdige stoffer;
• Fremskynder forbruget af reserveproteiner fra frø under spiring;
• Spiller en rolle i processen med fotosyntese;
• en stærk antagonist af andre kationer, der forhindrer deres overskydende indtrængen i plantevæv;
• Påvirker de fysisk-kemiske egenskaber af protoplasma (viskositet, permeabilitet osv.), Og derfor det normale forløb af biokemiske processer i planten;
• Calciumforbindelser med pektinstoffer limer individuelle cellers vægge sammen;
• Påvirker enzymaktivitet.

Det skal bemærkes, at indflydelsen af ​​calciumforbindelser (kalk) på enzymaktivitet udtrykkes ikke kun i direkte virkning, men også på grund af forbedringen af ​​jordens fysisk-kemiske egenskaber og dens ernæringsregime. Derudover påvirker kalkning af jorden betydeligt processerne for vitaminbiosyntese.

Mangel (mangel) på calcium i planter

Mangel på calcium påvirker primært udviklingen af ​​rodsystemet. Dannelsen af ​​rodhår på rødderne stopper. De ydre rodceller ødelægges.

Dette symptom manifesterer sig både med mangel på calcium og med en ubalance i næringsopløsningen, det vil sige overvægten af ​​monovalente kationer af natrium, kalium og hydrogen i den.

Derudover øger tilstedeværelsen af ​​nitratkvælstof i jordopløsningen tilførslen af ​​calcium til plantevæv og reducerer tilførslen af ​​ammoniak.

Der forventes tegn på kalksult, når calciumindholdet er mindre end 20 % af jordens kationbytterkapacitet.

Symptomer Visuelt bestemmes calciummangel af følgende tegn:

• Planternes rødder har beskadigede spidser med en brun farve;
• Vækstpunktet bliver deformeret og dør;
• Blomster, æggestokke og knopper falder af;
• Frugterne er beskadiget af nekrose;
• Bladene bemærkes at være klorotiske;
• Den apikale knop dør, og stængelvæksten stopper.

Kål, lucerne og kløver er meget følsomme over for tilstedeværelsen af ​​calcium. Det er blevet fastslået, at de samme planter også er kendetegnet ved øget følsomhed over for jordens surhedsgrad.

Mineralcalciumforgiftning resulterer i intervenal chlorose med hvidlige nekrotiske pletter. De kan være farvede eller have koncentriske ringe fyldt med vand. Nogle planter reagerer på overskydende calcium ved at dyrke bladrosetter, døende skud og tabe blade. Symptomerne ligner i udseende jern- og magnesiummangel.

Kilden til kalkgenopfyldning i jorden er kalkgødning. De er opdelt i tre grupper:

• Hårde kalkholdige bjergarter;
• Bløde kalkholdige bjergarter;
• Industriaffald med højt kalkindhold.

Baseret på indholdet af CaO og MgO opdeles hårde kalkholdige bjergarter i:

• kalksten (55-56% CaO og op til 0,9% MgO);
• dolomiterede kalksten (42-55% CaO og op til 9% MgO);
• dolomitter (32-30% CaO og 18-20% MgO).

Kalksten

– basiskalkgødning. Indeholder 75–100 % Ca- og Mg-oxider beregnet som CaCO3.

Dolomitiseret kalksten

. Indeholder 79–100 % aktivt stof (a.i.) beregnet som CaCO3. Anbefales i sædskifte med kartofler, bælgfrugter, hør, rodafgrøder samt på stærkt podzoliseret jord.

Mergel

. Indeholder op til 25–15 % CaCO3 og urenheder i form af ler og sand op til 20–40 %. Handler langsomt. Anbefales til brug på let jord.

Kridt

. Indeholder 90-100% CaCO3. Handlingen er hurtigere end kalkstens. Det er en værdifuld kalkgødning i finmalet form.

Brændt lime

(CaO). CaCO3-indholdet er over 70%. Det er karakteriseret som et stærkt og hurtigt virkende kalkmateriale.

Læsket kalk

(Ca(OH)2). CaCO3 indhold – 35% eller mere. Det er også en stærk og hurtigvirkende kalkgødning.

Dolomitmel

. Indholdet af CaCO3 og MgCO3 er omkring 100%. Dens virkning er langsommere end kalkholdige tufs. Anvendes typisk hvor der kræves magnesium.

Kalkholdige tufser

. Indhold af CaCO3 – 15–96 %, urenheder – op til 25 % ler og sand, 0,1 % P2O5. Handlingen er hurtigere end kalkstens.

Afføringssnavs (afføring)

. Består af CaCO3 og Ca(OH)2. Kalkindholdet af CaO er op til 40%. Nitrogen er også til stede - 0,5% og P2O5 - 1-2%. Dette er affald fra roesukkerfabrikker. Det anbefales til brug ikke kun for at reducere jordens surhedsgrad, men også i roedyrkningsområder på chernozem-jord.

Skiferaskecykloner

. Tørt støvet materiale. Indholdet af det aktive stof er 60-70%. Hentyder til industri affald.

Støv fra ovne og cementfabrikker

. CaCO3-indholdet skal overstige 60%. I praksis bruges det i gårde, der ligger tæt på cementfabrikker.

Metallurgiske slagger

. Anvendes i regionerne Ural og Sibirien. Ikke-hygroskopisk, let at sprøjte. Skal indeholde mindst 80 % CaCO3 og have et fugtindhold på højst 2 %. Den granulometriske sammensætning er vigtig: 70% - mindre end 0,25 mm, 90% - mindre end 0,5 mm.

Organisk gødning. Ca-indholdet i form af CaCO3 er 0,32-0,40%.

Fosforitmel. Calciumindhold – 22% CaCO3.

Kalkgødning bruges ikke kun til at forsyne jord og planter med calcium. Hovedformålet med deres anvendelse er jordkalkning. Dette er en metode til kemisk genvinding. Det er rettet mod at neutralisere overskydende surhedsgrad i jorden, forbedre dens agrofysiske, agrokemiske og biologiske egenskaber, forsyne planter med magnesium og calcium, mobilisere og immobilisere makroelementer og mikroelementer, skabe optimale vandfysiske, fysiske, luftforhold liv dyrkede planter.

Effektivitet af jordkalkning

Samtidig med at man tilfredsstiller planters behov for calcium som et element af mineralernæring, fører kalkning til flere positive ændringer i jordbunden.

Effekten af ​​kalkning på egenskaberne af nogle jorde

Calcium fremmer koaguleringen af ​​jordkolloider og forhindrer deres udvaskning. Dette fører til lettere jordbearbejdning og forbedret beluftning.

Som et resultat af kalkning:

• sandet humusjord øger deres vandoptagelsesevne;
• på tungt lerjord der dannes jordtilslag og klumper, hvilket forbedrer vandgennemtrængeligheden.

Især organiske syrer neutraliseres og H-ioner fortrænges fra det absorberende kompleks. Dette fører til eliminering af metabolisk surhed og et fald i jordens hydrolytiske surhed. Samtidig observeres en forbedring i den kationiske sammensætning af jordabsorptionskomplekset, som opstår på grund af udskiftning af hydrogen- og aluminiumioner med calcium- og magnesiumkationer. Dette øger graden af ​​jordmætning med baser og øger absorptionsevnen.

Effekten af ​​kalkning på tilførslen af ​​kvælstof til planter

Efter kalkning kan jordens positive agrokemiske egenskaber og dens struktur bevares i flere år. Dette er med til at skabe gunstige betingelser for at forbedre gavnlige mikrobiologiske processer til mobilisering af næringsstoffer. Aktiviteten af ​​ammonifiers, nitrifiers og nitrogenfikserende bakterier, der lever frit i jorden, øges.

Kalkning er med til at øge spredningen af ​​knudebakterier og forbedre tilførslen af ​​kvælstof til værtsplanten. Det er blevet fastslået, at bakteriegødning mister deres effektivitet på sur jord.

Effekten af ​​kalkning på tilførslen af ​​askeelementer til planter

Kalkning hjælper med at forsyne planten med askeelementer, da det øger aktiviteten af ​​bakterier, der nedbryder organiske fosforforbindelser i jorden og fremmer overgangen af ​​jern- og aluminiumfosfater til calciumfosfatsalte, der er tilgængelige for planter. Kalkning af sur jord fremmer mikrobiologiske og biokemiske processer, hvilket igen øger mængden af ​​nitrater, såvel som fordøjelige former for fosfor og kalium.

Effekt af kalkning på formen og tilgængeligheden af ​​makroelementer og mikroelementer

Kalkning øger mængden af ​​calcium, og ved brug af dolomitmel - magnesium. Samtidig bliver giftige former for mangan og aluminium uopløselige og går over i den udfældede form. Tilgængeligheden af ​​elementer som jern, kobber, zink, mangan er faldende. Nitrogen, svovl, kalium, calcium, magnesium, fosfor og molybdæn bliver mere tilgængelige.

Kalknings indflydelse på virkningen af ​​fysiologisk sure gødninger

Kalkning øger effektiviteten af ​​fysiologisk sure mineralgødninger, især ammoniak og kaliumchlorid.

Den positive effekt af fysiologisk sure gødninger uden tilsætning af kalk forsvinder og kan med tiden blive negativ. Så i gødede områder er udbyttet endnu mindre end i ugødede områder. Kombinationen af ​​kalkning med brug af gødning øger deres effektivitet med 25-50%.

Ved kalkning aktiveres enzymatiske processer i jorden, hvorved dens frugtbarhed indirekte bedømmes.

Kompileret af: Grigorovskaya P.I.

Side tilføjet: 05.12.13 00:40

Sidste opdatering: 22/05/14 16:25

Litterære kilder:

Glinka N.L. generel kemi. Lærebog for universiteter. Forlag: Leningrad: Chemistry, 1985, s. 731

Mineev V.G. Agrochemistry: Lærebog – 2. udgave, revideret og udvidet – M.: Moscow State University Publishing House, KolosS Publishing House, 2004. – 720 s., l. ill.: syg. – (Klassisk universitetslærebog).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Mineralernæring af planter. En referencevejledning for studerende og gartnere. Ekaterinburg, 1998. 79 s.

Encyklopædi for børn. Bind 17. Kemi. / Hoved. udg. V.A. Volodin. – M.: Avanta +, 2000. – 640 s., ill.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrochemistry / Redigeret af B.A. Yagodina – M.: Kolos, 2002. – 584 s.: ill (Lærebøger og læremidler til studerende på højere uddannelsesinstitutioner).

Billeder (omarbejdet):

20 Ca Calcium, licenseret under CC BY

Calciummangel i hvede, af CIMMYT, licenseret under CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Calcium og dets rolle for menneskeheden - Kemi

Calcium og dets rolle for menneskeheden

Introduktion

At være i naturen

Kvittering

Fysiske egenskaber

Kemiske egenskaber

Anvendelse af calciumforbindelser

Biologisk rolle

Konklusion

Bibliografi

Introduktion

Calcium er et grundstof i hovedundergruppen af ​​den anden gruppe, den fjerde periode af det periodiske system af kemiske elementer af D.I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det er betegnet med symbolet Ca (lat. Calcium). Det simple stof calcium (CAS-nummer: 7440-70-2) er et blødt, kemisk aktivt jordalkalimetal, sølv- hvid.

På trods af at grundstof nr. 20 er allestedsnærværende, har selv kemikere ikke alle set elementært calcium. Men dette metal, både i udseende og i adfærd, er helt anderledes end alkalimetaller, kontakt med hvilke er fyldt med fare for brande og forbrændinger. Det kan opbevares sikkert i luften; det antændes ikke af vand. Mekaniske egenskaber elementært calcium gør det ikke til et "sort får" i familien af ​​metaller: calcium overgår mange af dem i styrke og hårdhed; den kan drejes på en drejebænk, trækkes ind i tråd, smedes, presses.

Og alligevel bruges elementært calcium næsten aldrig som et strukturelt materiale. Det er han for aktiv til. Calcium reagerer let med ilt, svovl og halogener. Selv med nitrogen og brint reagerer det under visse forhold. Miljøet af carbonoxider, inert for de fleste metaller, er aggressivt for calcium. Det brænder i en atmosfære af CO og CO2.

Navnets historie og oprindelse

Navnet på grundstoffet kommer fra lat. calx (i genitiv tilfældet calcis) -- "kalk", "blød sten". Det blev foreslået af den engelske kemiker Humphry Davy, som isolerede calciummetal ved den elektrolytiske metode i 1808. Davy elektrolyserede en blanding af vådlæsket kalk og kviksølvoxid HgO på en platinplade, der fungerede som anode. Katoden var en platintråd nedsænket i flydende kviksølv. Som et resultat af elektrolyse blev calciumamalgam opnået. Efter at have destilleret kviksølv fra det, opnåede Davy et metal kaldet calcium.

Calciumforbindelser - kalksten, marmor, gips (såvel som kalk - et produkt af kalcinering af kalksten) er blevet brugt i byggeriet for flere tusinde år siden. Indtil slutningen af ​​det 18. århundrede betragtede kemikere kalk enkel krop. I 1789 foreslog A. Lavoisier, at kalk, magnesia, baryt, aluminiumoxid og silica er komplekse stoffer.

At være i naturen

På grund af dets høje kemiske aktivitet forekommer calcium ikke i fri form i naturen.

Calcium udgør 3,38 % af massen af ​​jordskorpen (5. mest udbredte efter ilt, silicium, aluminium og jern).

Isotoper. Calcium forekommer i naturen som en blanding af seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, blandt hvilke den mest almindelige - 40Ca - er 96,97%.

Af de seks naturlige isotoper af calcium er fem stabile. Den sjette isotop, 48Ca, den tungeste af de seks og meget sjældne (dens isotopoverflod er kun 0,187%), blev for nylig opdaget at gennemgå dobbelt beta-henfald med en halveringstid på 5,3 x 1019 år.

I bjergarter og mineraler. Det meste af calcium er indeholdt i silikater og aluminosilikater af forskellige bjergarter (granitter, gnejser osv.), især i feldspat - Ca anorthit.

I form af sedimentære bjergarter er calciumforbindelser repræsenteret af kridt og kalksten, der hovedsageligt består af mineralet calcit (CaCO3). Den krystallinske form af calcit - marmor - er meget mindre almindelig i naturen.

Calciummineraler såsom calcit CaCO3, anhydrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5h3O og gips CaSO4 2h3O, fluorit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3 er ret udbredte. Tilstedeværelsen af ​​calcium- og magnesiumsalte i naturligt vand bestemmer dets hårdhed.

Calcium, der migrerer kraftigt i jordskorpen og ophobes i forskellige geokemiske systemer, danner 385 mineraler (det fjerdestørste antal mineraler).

Migration i jordskorpen. I den naturlige migration af calcium spilles en væsentlig rolle af "carbonatligevægt", forbundet med den reversible reaktion af calciumcarbonat med vand og carbondioxid med dannelse af opløseligt bicarbonat:

CaCO3 + h3O + CO2 - Ca (HCO3)2 - Ca2+ + 2HCO3-

(ligevægten skifter til venstre eller højre afhængig af koncentrationen af ​​kuldioxid).

Biogen migration. I biosfæren findes calciumforbindelser i næsten alt dyre- og plantevæv (se også nedenfor). Betydeligt beløb Calcium er en del af levende organismer. Således er hydroxyapatit Ca5(PO4)3OH, eller, i en anden post, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, grundlaget for knoglevævet hos hvirveldyr, herunder mennesker; Mange hvirvelløse dyrs skaller og skaller er lavet af calciumcarbonat CaCO3, æggeskal osv. I levende væv fra mennesker og dyr 1,4-2% Ca (i massefraktion); i en menneskelig krop, der vejer 70 kg, er calciumindholdet omkring 1,7 kg (hovedsageligt i det intercellulære stof i knoglevæv).

Kvittering

Frit metallisk calcium opnås ved elektrolyse af en smelte bestående af CaCl2 (75-80%) og KCl eller fra CaCl2 og CaF2, samt aluminotermisk reduktion af CaO ved 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fysiske egenskaber

Metallet calcium findes i to allotropiske modifikationer. Op til 443 °C er β-Ca med et kubisk fladecentreret gitter (parameter a = 0,558 nm) stabilt; højere stabilt er β-Ca med et kubisk kropscentreret gitter af β-Fe-typen (parameter a = 0,448 nm). Standard entalpi?H0 overgang? > ? er 0,93 kJ/mol.

Kemiske egenskaber

Calcium er et typisk jordalkalimetal. Den kemiske aktivitet af calcium er høj, men lavere end for alle andre jordalkalimetaller. Det reagerer let med ilt, kuldioxid og fugt i luften, hvorfor overfladen af ​​calciummetal som regel er mat grå, så i laboratoriet opbevares calcium som andre jordalkalimetaller i en tætpakket beholder. lukket krukke under et lag petroleum eller flydende paraffin.

I rækken af ​​standardpotentialer er calcium placeret til venstre for brint. Standardelektrodepotentialet for Ca2+/Ca0-parret er ? 2,84 V, således at calcium aktivt reagerer med vand, men uden antændelse:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2^ + Q.

Calcium reagerer med aktive ikke-metaller (ilt, klor, brom) under normale forhold:

2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Ved opvarmning i luft eller ilt antændes calcium. Calcium reagerer med mindre aktive ikke-metaller (brint, bor, kulstof, silicium, nitrogen, fosfor og andre) ved opvarmning, f.eks.

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

3Ca + 2P = Ca3P2 (

calciumphosphid), calciumphosphider af sammensætningerne CaP og CaP5 er også kendte;

2Ca + Si = Ca2Si

(calciumsilicid), calciumsilicider af sammensætningerne CaSi, Ca3Si4 og CaSi2 er også kendt.

Forekomsten af ​​ovenstående reaktioner ledsages sædvanligvis af frigivelse af stor mængde varme (det vil sige, at disse reaktioner er eksoterme). I alle forbindelser med ikke-metaller er oxidationstilstanden for calcium +2. De fleste af calciumforbindelserne med ikke-metaller nedbrydes let af vand, for eksempel:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2^,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2Nh4^.

Ca2+ ionen er farveløs. Når opløselige calciumsalte tilsættes til flammen, bliver flammen murstensrød.

Calciumsalte såsom CaCl2-chlorid, CaBr2-bromid, CaI2-iodid og Ca(NO3)2-nitrat er meget opløselige i vand. Uopløselige i vand er fluorid CaF2, carbonat CaCO3, sulfat CaSO4, orthophosphat Ca3(PO4)2, oxalat CaC2O4 og nogle andre.

Det er vigtigt, at surt calciumcarbonat (bicarbonat) Ca(HCO3)2, i modsætning til calciumcarbonat CaCO3, er opløseligt i vand. I naturen fører dette til følgende processer. Når kold regn eller flodvand, mættet med kuldioxid, trænger ind under jorden og falder på kalksten, observeres deres opløsning:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

På de samme steder, hvor vand mættet med calciumbicarbonat kommer til jordens overflade og opvarmes solstråler, den omvendte reaktion opstår:

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2^ + H2O.

Sådan overføres store stofmasser i naturen. Som et resultat kan der dannes store huller under jorden, og smukke sten "istapper" - stalaktitter og stalagmitter - dannes i huler.

Tilstedeværelsen af ​​opløst calciumbicarbonat i vand bestemmer i høj grad vandets midlertidige hårdhed. Det kaldes midlertidigt, fordi når vandet koger, nedbrydes bicarbonat, og CaCO3 udfældes. Dette fænomen fører for eksempel til, at der med tiden dannes skæl i elkedlen.

Anvendelser af calciummetal

Den primære anvendelse af calciummetal er som et reduktionsmiddel ved fremstilling af metaller, især nikkel, kobber og rustfrit stål. Calcium og dets hydrid bruges også til at producere vanskelige at reducere metaller såsom chrom, thorium og uran. Calcium-blylegeringer bruges i batterier og lejelegeringer. Calciumgranulat bruges også til at fjerne spor af luft fra vakuumanordninger.

Metallotermi

Ren metallisk calcium bruges i vid udstrækning i metallotermi til produktion af sjældne metaller.

Legering af legeringer

Rent calcium bruges til at legere bly brugt til fremstilling af batteriplader og vedligeholdelsesfrie startbatterier med lav selvafladning. Også metallisk calcium bruges til produktion af højkvalitets calcium babbits BKA.

Kernefusion

48Ca isotopen er det mest effektive og mest brugte materiale til fremstilling af supertunge grundstoffer og opdagelsen af ​​nye grundstoffer i det periodiske system. For eksempel, i tilfælde af at bruge 48Ca-ioner til at producere supertunge grundstoffer i acceleratorer, dannes disse grundstoffers kerner hundreder og tusinder af gange mere effektivt end ved brug af andre "projektiler" (ioner).

Anvendelse af calciumforbindelser

Calciumhydrid. Ved at opvarme calcium i en brintatmosfære fås Cah3 (calciumhydrid), som bruges i metallurgi (metallotermi) og til produktion af brint i marken.

Optiske og lasermaterialer Calciumfluorid (fluorit) anvendes i form af enkeltkrystaller i optik (astronomiske objektiver, linser, prismer) og som lasermateriale. Calciumwolframat (scheelit) i form af enkeltkrystaller bruges i laserteknologi og også som scintillator.

Calciumcarbid. Calciumcarbid CaC2 anvendes i vid udstrækning til fremstilling af acetylen og til reduktion af metaller, samt til fremstilling af calciumcyanamid (ved at opvarme calciumcarbid i nitrogen til 1200 °C er reaktionen eksoterm, udføres i cyanamidovne) .

Kemiske strømkilder. Calcium, såvel som dets legeringer med aluminium og magnesium, bruges i backup termiske elektriske batterier som en anode (for eksempel calcium-chromat element). Calciumchromat bruges i sådanne batterier som en katode. Det særlige ved sådanne batterier er en ekstrem lang holdbarhed (årtier) i en passende tilstand, evnen til at fungere under alle forhold (plads, høje tryk), høj specifik energi med hensyn til vægt og volumen. Ulempe: kort levetid. Sådanne batterier bruges, hvor det er nødvendigt til kort sigt skabe kolossal elektrisk kraft (ballistiske missiler, nogle rumfartøjer osv.).

Brandsikre materialer. Calciumoxid, både i fri form og som en del af keramiske blandinger, bruges til fremstilling af ildfaste materialer.

Lægemidler. Calciumforbindelser er meget udbredt som antihistamin.

Kalcium Klorid

Calcium gluconat

Calciumglycerofosfat

Derudover indgår calciumforbindelser i lægemidler til forebyggelse af osteoporose, i vitaminkomplekser til gravide og ældre.

Biologisk rolle

Calcium er et almindeligt makronæringsstof i kroppen hos planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre hvirveldyr er det meste af det indeholdt i skelettet og tænderne i form af fosfater. Skeletterne hos de fleste grupper af hvirvelløse dyr (svampe, koralpolypper, bløddyr osv.) består af forskellige former for calciumcarbonat (kalk). Calciumioner er involveret i blodkoagulationsprocesser, samt i at sikre konstant osmotisk tryk i blodet. Calciumioner tjener også som en af ​​de universelle sekundære budbringere og regulerer en række intracellulære processer - muskelsammentrækning, eksocytose, herunder sekretion af hormoner og neurotransmittere osv. Calciumkoncentrationen i cytoplasmaet af humane celler er omkring 10?7 mol, i intercellulære væsker omkring 10 -3 mol.

Calciumbehovet afhænger af alder. For voksne er det nødvendige daglige indtag fra 800 til 1000 milligram (mg), og for børn fra 600 til 900 mg, hvilket er meget vigtigt for børn på grund af skelettets intensive vækst. Det meste af det calcium, der kommer ind i menneskekroppen med mad, findes i mejeriprodukter; det resterende calcium kommer fra kød, fisk og nogle planteprodukter (især bælgfrugter). Absorption sker i både tyktarmen og tyndtarmen og lettes af et surt miljø, D-vitamin og C-vitamin, laktose og umættede fedtsyrer. Magnesiums rolle i calciummetabolismen er vigtig; med dets mangel bliver calcium "vasket ud" fra knoglerne og aflejret i nyrerne (nyresten) og muskler.

Aspirin, oxalsyre og østrogenderivater forstyrrer absorptionen af ​​calcium. Når det kombineres med oxalsyre, producerer calcium vanduopløselige forbindelser, der er komponenter i nyresten.

På grund af det store antal processer forbundet med det, er calciumindholdet i blodet præcist reguleret, og når ordentlig ernæring der er ingen mangel. Langvarigt fravær fra kosten kan forårsage kramper, ledsmerter, døsighed, vækstdefekter og forstoppelse. Dybere mangel fører til konstante muskelkramper og osteoporose. Misbrug af kaffe og alkohol kan forårsage calciummangel, da noget af det udskilles i urinen.

For store doser af calcium og D-vitamin kan forårsage hypercalcæmi, efterfulgt af intens forkalkning af knogler og væv (primært påvirker urinsystemet). Langsigtet overskud forstyrrer funktionen af ​​muskel- og nervevæv, øger blodkoagulationen og reducerer optagelsen af ​​zink i knogleceller. Maksimalt dagligt sikker dosis for en voksen er fra 1500 til 1800 milligram.

Produkter Calcium, mg/100 g

Sesam 783

Nælde 713

Skovmalve 505

Stor plantain 412

Galinsoga 372

Sardiner i olie 330

Ivy budra 289

Hunderose 257

Mandel 252

Plantain lanceolist. 248

Hasselnød 226

Amaranth frø 214

Brøndkarse 214

Sojabønner tørre 201

Børn under 3 år - 600 mg.

Børn fra 4 til 10 år - 800 mg.

Børn fra 10 til 13 år - 1000 mg.

Unge fra 13 til 16 år - 1200 mg.

Ungdom 16 og ældre - 1000 mg.

Voksne fra 25 til 50 år - fra 800 til 1200 mg.

Gravide og ammende kvinder - fra 1500 til 2000 mg.

Konklusion

Calcium er et af de mest udbredte grundstoffer på Jorden. Der er meget af det i naturen: bjergkæder og lersten er dannet af calciumsalte, det findes i hav- og flodvand og er en del af plante- og dyreorganismer.

Calcium omgiver konstant byboere: næsten alle vigtigste byggematerialer - beton, glas, mursten, cement, kalk - indeholder dette element i betydelige mængder.

Naturligvis at have sådan kemiske egenskaber, calcium kan ikke eksistere i naturen i en fri tilstand. Men calciumforbindelser - både naturlige og kunstige - har fået den største betydning.

Bibliografi

1. Redaktion: Knunyants I. L. (chefredaktør) Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2. Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 s. med illustrationer.

3. Dotsenko VA. - Terapeutisk og forebyggende ernæring. - Spørgsmål. ernæring, 2001 - N1-s.21-25

4. Bilezikian J. P. Calcium- og knoglemetabolisme // I: K. L. Becker, red.

www.e-ng.ru

Videnskabens verden

Calcium er et metalgrundstof i hovedundergruppe II i gruppe 4 i det periodiske system af kemiske grundstoffer. Det tilhører jordalkalimetalfamilien. Calciumatomets ydre energiniveau indeholder 2 parrede s-elektroner

Som han er i stand til energisk at give væk under kemiske interaktioner. Calcium er således et reduktionsmiddel og har i dets forbindelser en oxidationstilstand på +2. I naturen findes calcium kun i form af salte. Massefraktionen af ​​calcium i jordskorpen er 3,6 %. Det vigtigste naturlige calciummineral er calcit CaCO3 og dets sorter - kalksten, kridt, marmor. Der er også levende organismer (for eksempel koraller), hvis rygrad hovedsageligt består af calciumcarbonat. Også vigtige calciummineraler er dolomit CaCO3 MgCO3, fluorit CaF2, gips CaSO4 2h3O, apatit, feldspat osv. Calcium spiller en vigtig rolle i levende organismers liv. Massefraktionen af ​​calcium i den menneskelige krop er 1,4-2%. Det er en del af tænder, knogler, andre væv og organer, deltager i blodkoagulationsprocessen og stimulerer hjerteaktivitet. For at give kroppen en tilstrækkelig mængde calcium, bør du helt sikkert indtage mælk og mejeriprodukter, grønne grøntsager og fisk.Det simple stof calcium er et typisk sølv-hvidt metal. Det er ret hårdt, plastik, har en massefylde på 1,54 g/cm3 og et smeltepunkt på 842? C. Kemisk er calcium meget aktivt. Under normale forhold interagerer den let med ilt og fugt i luften, så den opbevares i hermetisk lukkede beholdere. Ved opvarmning i luft antændes calcium og danner et oxid: 2Ca + O2 = 2CaO Calcium reagerer med klor og brom ved opvarmning og med fluor selv i kulde. Produkterne af disse reaktioner er de tilsvarende halogenider, for eksempel: Ca + Cl2 = CaCl2 Når calcium opvarmes med svovl, dannes calciumsulfid: Ca + S = CaS Calcium kan også reagere med andre ikke-metaller Interaktion med vand fører til dannelse af let opløseligt calciumhydroxid og frigivelse af brintgas :Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Calciummetal er meget udbredt. Det bruges som en roset til fremstilling af stål og legeringer, og som et reduktionsmiddel til fremstilling af nogle ildfaste metaller.

Calcium opnås ved elektrolyse af smeltet calciumchlorid. Således blev calcium først opnået i 1808 af Humphry Davy.

worldofscience.ru

Calciumforbindelser.

Sao– calciumoxid eller brændt kalk, opnået ved nedbrydning af kalksten: CaCO 3 = CaO + CO 2 er et oxid af et jordalkalimetal, så det interagerer aktivt med vand: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – calciumhydroxid eller læsket kalk, derfor kaldes reaktionen CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 læskning af kalk. Hvis opløsningen filtreres, er resultatet kalkvand - dette er en alkalisk opløsning, så det ændrer farven på phenolphtalein til crimson.

Læsket kalk er meget brugt i byggeriet. Dens blanding med sand og vand er et godt bindemateriale. Under påvirkning af kuldioxid hærder blandingen Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O.

Samtidig bliver en del af sandet og blandingen til silikat Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

Ligningerne Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O og CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 spiller stor rolle i naturen og i at forme vores planets udseende. Kuldioxid i form af en billedhugger og arkitekt skaber underjordiske paladser i lagene af karbonatsten. Det er i stand til at flytte hundreder og tusinder af tons kalksten under jorden. Gennem revner i klipper kommer vand, der indeholder kuldioxid opløst i det, ind i kalkstenslaget og danner hulrum - caster-huler. Calciumbicarbonat findes kun i opløsning. Grundvand bevæger sig i jordskorpen og fordamper vand under passende forhold: Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO 2 , Sådan dannes drypsten og stalagmitter, hvis dannelsesskema blev foreslået af den berømte geokemiker A.E. Fersman. Der er mange castrum-huler på Krim. Videnskaben studerer dem speleologi.

Calciumcarbonat brugt i byggeriet CaCO3- kridt, kalksten, marmor. I har alle set vores banegård: den er dekoreret med hvid marmor hentet fra udlandet.

erfaring: blæser gennem et rør i en opløsning af kalkvand, bliver det uklart .

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

Eddikesyre tilsættes til det dannede bundfald, kogning observeres, fordi kuldioxid frigives.

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

FORTÆLLING OM KARBONAT-BRODERNE.

Tre brødre bor på jorden
Fra Carbonate familien.
Den ældre bror er en smuk MARBLE,
Herligt i Kararas navn,
En fremragende arkitekt. Han
Byggede Rom og Parthenon.
Alle kender KALKSTEN,
Det er derfor, det hedder sådan.
Berømt for sit arbejde
At bygge et hus bag huset.
Både dygtige og dygtige
Lille bløde bror MEL.
Se hvordan han tegner,
Denne CaCO 3!
Brødre elsker at boltre sig
Opvarm i en varm ovn,
Derefter dannes CaO og CO 2.
Dette er kuldioxid
Hver af jer er bekendt med ham,
Vi udånder det.
Nå, dette er SaO -
Varmbrændt brændt kalk.
Tilsæt vand til det,
Bland grundigt
Så der er ingen problemer,
Vi beskytter vores hænder
Velæltet LIME, men SLÅET!
Lime mælk
Væggene er let kalkede.
Det lyse hus blev muntert,
Forvandler lime til kridt.
Hokus pokus for folket:
Du skal bare blæse gennem vandet,
Hvor er det nemt
Forvandlet til mælk!
Og nu er det ret smart
Jeg får sodavand:
Mælk plus eddike. Ja!
Skum vælter ud over kanten!
Alt er i bekymringer, alt er i arbejde
Fra daggry til daggry -
Disse brødre Carbonates,
Disse CaCO 3!

Gentagelse: CaO– calciumoxid, brændt kalk;
Ca(OH) 2 – calciumhydroxid (læsket kalk, kalkvand, lime mælk afhængig af opløsningens koncentration).
Den generelle ting er den samme kemiske formel Ca(OH)2. Forskel: kalkvand er en gennemsigtig mættet opløsning af Ca(OH) 2, og kalkmælk er en hvid suspension af Ca(OH) 2 i vand.
CaCl 2 - calciumchlorid, calciumchlorid;
CaCO 3 – calciumcarbonat, kridt, skalmarmor, kalksten.
L/R: samlinger. Dernæst demonstrerer vi en samling af mineraler, der er tilgængelige i skolens laboratorium: kalksten, kridt, marmor, shell rock.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - calciumsulfat krystalhydrat, gips;
CaCO 3 - calcit, calciumcarbonat er en del af mange mineraler, der dækker 30 millioner km 2 på jorden.

Det vigtigste af disse mineraler er kalksten. Skalsten, kalksten af ​​organisk oprindelse. Det bruges til fremstilling af cement, calciumcarbid, sodavand, alle typer kalk og i metallurgi. Kalksten er grundlaget for byggeindustrien; mange byggematerialer er lavet af det.

Kridt Det er ikke kun tandpulver og skolekridt. Dette er også et værdifuldt tilsætningsstof i produktionen af ​​papir (coated - højeste kvalitet) og gummi; i opførelse og renovering af bygninger - som kalkmaling.

Marmor er en tæt krystallinsk bjergart. Der er en farvet - hvid, men oftest farver forskellige urenheder den i forskellige farver. Ren hvid marmor Det er sjældent og bruges hovedsageligt af billedhuggere (statuer af Michelangelo, Rodin. I byggeriet bruges farvet marmor som et beklædningsmateriale (Moskva Metro) eller endda som det vigtigste byggemateriale til paladser (Taj Mahal).

I en verden af ​​interessante ting "Taj Mahal MAUSOLEUM"

Shah Jahan fra Great Mughal-dynastiet holdt næsten hele Asien i frygt og lydighed. I 1629 døde Mumzat Mahal, Shah Jahans elskede kone, i en alder af 39 under fødslen på en kampagne (dette var deres 14. barn, alle drenge). Hun var usædvanlig smuk, lys, smart, kejseren adlød hende i alt. Før sin død bad hun sin mand om at bygge en grav, tage sig af børnene og ikke gifte sig. Den bedrøvede konge sendte sine udsendinge til alle de store byer, hovedstæderne i nabostaterne - til Bukhara, Samarkand, Bagdad, Damaskus for at finde og invitere de bedste mestre- til minde om sin kone besluttede kongen at opføre den bedste bygning i verden. Samtidig sendte budbringere planer for alle de bedste bygninger i Asien og de bedste byggematerialer til Agra (Indien). De bragte endda malakit fra Rusland og Ural. De ledende murere kom fra Delhi og Kandahar; arkitekter - fra Istanbul, Samarkand; dekoratører - fra Bukhara; gartnere - fra Bengalen; kunstnerne var fra Damaskus og Bagdad, og den kendte mester Ustad-Isa havde ansvaret.

Sammen, over 25 år, blev der bygget en kridtmarmorstruktur omgivet af grønne haver, blå springvand og en rød sandstensmoske. 20.000 slaver rejste dette mirakel på 75 m (25-etagers bygning). I nærheden ville jeg bygge et andet mausoleum af sort marmor til mig selv, men jeg havde ikke tid. Han blev væltet fra tronen af ​​sin egen søn (den 2., og han dræbte også alle sine brødre).

Herskeren og mesteren af ​​Agra brugte de sidste år af sit liv på at kigge ud af det smalle vindue i sit fængsel. I 7 år beundrede min far hans skabelse. Da faderen blev blind, lavede sønnen ham et system af spejle, så faderen kunne beundre mausoleet. Han blev begravet i Taj Mahal ved siden af ​​sin Mumtaz.

De, der kommer ind i mausoleet, ser cenotafer - falske grave. Den Store Khans og hans kones evige hvilesteder er placeret nedenunder i kælderen. Alt dér er beklædt med ædelsten, der gløder, som om de var i live, og grenene af eventyrtræer, sammenflettet med blomster, pryder gravens vægge i indviklede mønstre. Lavet af de bedste udskærere, turkis-blå lapis lazuli, grøn-sorte jader og røde ametyster fejrer Shah Jahals og Mumzat Mahals kærlighed.

Hver dag skynder turister sig til Agra for at se det sande verdens vidunder - Taj Mahal-mausoleet, som om den svæver over jorden.

CaCO 3 er et byggemateriale til eksoskelettet af bløddyr, koraller, skaller osv. og æggeskaller. (illustrationer el Animals of the coral biocenosis" og fremvisning af en samling af havkoraller, svampe, shell rock).

Naturlige calciumforbindelser (kridt, marmor, kalksten, gips) og produkterne fra deres enkleste forarbejdning (kalk) har været kendt af folk siden oldtiden. I 1808 elektrolyserede den engelske kemiker Humphry Davy vådlæsket kalk (calciumhydroxid) med en kviksølvkatode og opnåede calciumamalgam (en legering af calcium og kviksølv). Efter at have destilleret kviksølv fra denne legering opnåede Davy rent calcium.
Han foreslog også navnet på et nyt kemisk grundstof, fra det latinske "calx", der betegner navnet på kalksten, kridt og andre bløde sten.

At finde i naturen og opnå:

Calcium er det femte mest udbredte grundstof i jordskorpen (mere end 3%), danner mange sten, hvoraf mange er baseret på calciumcarbonat. Nogle af disse sten er af organisk oprindelse (skalsten), hvilket viser calciums vigtige rolle i den levende natur. Naturligt calcium er en blanding af 6 isotoper med massetal fra 40 til 48, hvor 40 Ca tegner sig for 97% af totalen. Nukleare reaktioner Andre isotoper af calcium blev også opnået, for eksempel radioaktivt 45 Ca.
For at få simpelt stof calcium, elektrolyse af smeltede salte eller aluminotermi anvendes:
4CaO + 2Al = Ca(AlO2)2 + 3Ca

Fysiske egenskaber:

Et sølvgrå metal med et kubisk flade-centreret gitter, meget hårdere end alkalimetallerne. Smeltepunkt 842°C, kogepunkt 1484°C, massefylde 1,55 g/cm3. Ved høje tryk og temperaturer på omkring 20 K går den i superledertilstand.

Kemiske egenskaber:

Calcium er ikke så aktivt som alkalimetaller, men det skal opbevares under et lag mineralolie eller i tætsluttende metaltromler. Allerede ved normale temperaturer reagerer det med ilt og nitrogen i luften, samt med vanddamp. Når det opvarmes, brænder det i luften med en rød-orange flamme og danner et oxid med en blanding af nitrider. Ligesom magnesium fortsætter calcium med at brænde i en atmosfære af kuldioxid. Når det opvarmes, reagerer det med andre ikke-metaller og danner forbindelser, der ikke altid er tydelige i sammensætningen, for eksempel:
Ca + 6B = CaB 6 eller Ca + P => Ca 3 P 2 (også CaP eller CaP 5)
I alle dets forbindelser har calcium en oxidationstilstand på +2.

De vigtigste forbindelser:

Calciumoxid CaO- ("quicklime") et hvidt stof, et alkalisk oxid, som reagerer kraftigt med vand ("quenched") og bliver til et hydroxid. Opnået ved termisk nedbrydning af calciumcarbonat.

Calciumhydroxid Ca(OH) 2- ("læsket lime") hvidt pulver, let opløseligt i vand (0,16g/100g), stærk alkali. En opløsning ("kalkvand") bruges til at påvise kuldioxid.

Calciumcarbonat CaCO 3- grundlaget for de fleste naturlige calciummineraler (kridt, marmor, kalksten, shell rock, calcit, Island spar). I sin rene form er stoffet hvidt eller farveløst. krystaller. Ved opvarmning (900-1000 C) nedbrydes og danner calciumoxid. Ikke p-rim, reagerer med syrer, er i stand til at opløses i vand mættet med kuldioxid og bliver til bicarbonat: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2. Den omvendte proces fører til forekomsten af ​​calciumcarbonataflejringer, især formationer som stalaktitter og stalagmitter
Det findes også i naturen som en del af dolomit CaCO 3 * MgCO 3

Calciumsulfat CaSO 4- et hvidt stof, i naturen CaSO 4 * 2H 2 O ("gips", "selenit"). Sidstnævnte bliver, når det omhyggeligt opvarmes (180 C), til CaSO 4 *0,5 H 2 O ("brændt gips", "alabaster") - et hvidt pulver, som, når det blandes med vand, igen danner CaSO 4 * 2H 2 O i form af et solidt, ganske slidstærkt materiale. Lidt opløseligt i vand kan det opløses i overskydende svovlsyre og danne hydrogensulfat.

Calciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2- ("phosphorit"), uopløselig, under påvirkning stærke syrer går over i mere opløselige calciumhydro- og dihydrogenphosphater. Råmateriale til fremstilling af fosfor, fosforsyre, fosfatgødning. Calciumphosphater indgår også i apatitter, naturlige forbindelser med den omtrentlige formel Ca 5 3 Y, hvor Y = henholdsvis F, Cl eller OH, fluor, chlor eller hydroxyapatit. Sammen med phosphorit er apatitter en del af knogleskelettet hos mange levende organismer, inkl. og mand.

Calciumfluorid CaF 2 - (naturlig:"fluorit", "fluorspat"), et uopløseligt stof med hvid farve. Naturlige mineraler har en række forskellige farver på grund af urenheder. Lyser i mørke ved opvarmning og UV-bestråling. Det øger fluiditeten ("smeltbarheden") af slagger, når der produceres metaller, hvilket forklarer dets anvendelse som flux.

Calciumchlorid CaCl 2- farveløs Kristus. Det er godt opløseligt i vand. Danner krystallinsk hydrat CaCl 2 *6H 2 O. Vandfrit ("sammensmeltet") calciumchlorid er et godt tørremiddel.

Calciumnitrat Ca(NO 3) 2- ("calciumnitrat") farveløs. Kristus. Det er godt opløseligt i vand. En integreret del af pyrotekniske sammensætninger, der giver flammen en rød-orange farve.

Calciumcarbid CaС2- reagerer med vand og danner acetylen, for eksempel: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2

Ansøgning:

Metallisk calcium bruges som et stærkt reduktionsmiddel i fremstillingen af ​​nogle metaller, der er svære at reducere ("calciotermi"): krom, sjældne jordarters grundstoffer, thorium, uran osv. I metallurgien af ​​kobber, nikkel, specialstål og bronzer , calcium og dets legeringer bruges til at fjerne skadelige urenheder af svovl, fosfor, overskydende kulstof.
Calcium bruges også til at binde små mængder ilt og nitrogen, når der opnås højvakuum og renser inerte gasser.
Neutronoverskud 48 Ca-ioner anvendes til syntese af nye kemiske grundstoffer, for eksempel grundstof nr. 114, . En anden isotop af calcium, 45Ca, bruges som et radioaktivt sporstof i undersøgelser af calciums biologiske rolle og dets migration i miljøet.

Det vigtigste anvendelsesområde for adskillige calciumforbindelser er produktion af byggematerialer (cement, bygningsblandinger, gipsplader osv.).

Calcium er et af makroelementerne i levende organismer, der danner forbindelser, der er nødvendige for konstruktionen af ​​både det indre skelet hos hvirveldyr og det ydre skelet hos mange hvirvelløse dyr, æggeskallen. Calciumioner deltager også i reguleringen af ​​intracellulære processer og bestemmer blodkoagulation. Mangel på calcium i barndom fører til rakitis, og hos ældre - til osteoporose. Kilden til calcium er mejeriprodukter, boghvede, nødder, og dets absorption lettes af vitamin D. Hvis der er mangel på calcium, bruges forskellige lægemidler: calcex, calciumchloridopløsning, calciumgluconat mv.
Massefraktionen af ​​calcium i menneskekroppen er 1,4-1,7%, det daglige behov er 1-1,3 g (afhængig af alder). Overdreven calciumindtagelse kan føre til hypercalcæmi - aflejring af dets forbindelser i indre organer, dannelsen af ​​blodpropper i blodkar. Kilder:
Calcium (grundstof) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (adgangsdato: 01/3/2014).
Populært bibliotek af kemiske grundstoffer: Calcium. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (01/3/2014).

Calcium er et kemisk grundstof af gruppe II med atomnummer 20 i det periodiske system, betegnet med symbolet Ca (lat. Calcium). Calcium er et blødt jordalkalimetal med en sølvgrå farve.

Grundstof 20 i det periodiske system Navnet på grundstoffet kommer fra lat. calx (i genitiv tilfældet calcis) - "kalk", "blød sten". Det blev foreslået af den engelske kemiker Humphry Davy, som isolerede calciummetal i 1808.
Calciumforbindelser - kalksten, marmor, gips (såvel som kalk - et produkt af kalcinering af kalksten) er blevet brugt i byggeriet for flere tusinde år siden.
Calcium er et af de mest almindelige grundstoffer på Jorden. Calciumforbindelser findes i næsten alt dyre- og plantevæv. Det tegner sig for 3,38 % af massen af ​​jordskorpen (5. mest udbredte efter ilt, silicium, aluminium og jern).

At finde calcium i naturen

På grund af dets høje kemiske aktivitet forekommer calcium ikke i fri form i naturen.
Calcium udgør 3,38 % af massen af ​​jordskorpen (5. mest udbredte efter ilt, silicium, aluminium og jern). Indholdet af grundstoffet i havvand er 400 mg/l.

Isotoper

Calcium forekommer i naturen som en blanding af seks isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca og 48Ca, hvoraf den mest almindelige, 40Ca, udgør 96,97%. Calciumkerner indeholder det magiske antal protoner: Z = 20. Isotoper
40
20
Ca20 og
48
20
Ca28 er to af de fem kerner, der findes i naturen med det dobbelte magiske tal.
Af de seks naturlige isotoper af calcium er fem stabile. Den sjette isotop 48Ca, den tungeste af de seks og meget sjælden (dens isotopoverflod er kun 0,187%), gennemgår dobbelt beta-henfald med en halveringstid på 1,6 1017 år.

I bjergarter og mineraler

Det meste af calcium er indeholdt i silikater og aluminosilikater af forskellige bjergarter (granitter, gnejser osv.), især i feldspat - Ca anorthit.
I form af sedimentære bjergarter er calciumforbindelser repræsenteret af kridt og kalksten, der hovedsageligt består af mineralet calcit (CaCO3). Den krystallinske form af calcit - marmor - er meget mindre almindelig i naturen.
Calciummineraler som calcit CaCO3, anhydrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O og gips CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3 er ret udbredte. Tilstedeværelsen af ​​calcium- og magnesiumsalte i naturligt vand bestemmer dets hårdhed.
Calcium, der migrerer kraftigt i jordskorpen og ophobes i forskellige geokemiske systemer, danner 385 mineraler (det fjerdestørste antal mineraler).

Biologisk rolle af calcium

Calcium er et almindeligt makronæringsstof i kroppen hos planter, dyr og mennesker. Hos mennesker og andre hvirveldyr findes det meste af det i skelettet og tænderne. Calcium findes i knogler i form af hydroxyapatit. De fleste grupper af hvirvelløse dyrs "skeletter" (svampe, koralpolypper, bløddyr osv.) er lavet af forskellige former for calciumcarbonat (kalk). Calciumioner er involveret i blodkoagulationsprocesser og fungerer også som en af ​​de universelle sekundære budbringere inde i celler og regulerer en række intracellulære processer - muskelsammentrækning, eksocytose, herunder sekretion af hormoner og neurotransmittere. Calciumkoncentrationen i humane cellers cytoplasma er omkring 10−4 mmol/l, i intercellulære væsker er den omkring 2,5 mmol/l.

Calciumbehovet afhænger af alder. For voksne i alderen 19-50 år og børn i alderen 4-8 år inklusive, er det daglige behov (RDA) 1000 mg (indeholdt i ca. 790 ml mælk med 1 % fedtindhold), og for børn i alderen 9 til 18 år inklusive - 1300 mg om dagen (indeholdt i ca. 1030 ml mælk med et fedtindhold på 1%). I ungdom at indtage nok calcium er meget vigtigt på grund af intensiv skeletvækst. Ifølge forskning i USA opfylder kun 11 % af pigerne og 31 % af drengene i alderen 12-19 år deres behov. I en afbalanceret kost kommer det meste af calcium (ca. 80%) ind i barnets krop med mejeriprodukter. Det resterende calcium kommer fra korn (herunder fuldkornsbrød og boghvede), bælgfrugter, appelsiner, grønt og nødder. "Mejeriprodukter" baseret på mælkefedt (smør, fløde, creme fraiche, flødebaseret is) indeholder stort set ingen calcium. Jo mere mælkefedt et mejeriprodukt indeholder, jo mindre calcium indeholder det. Calciumabsorption i tarmen sker på to måder: transcellulært (transcellulært) og intercellulært (paracellulært). Den første mekanisme er medieret af virkningen af ​​den aktive form af vitamin D (calcitriol) og dets tarmreceptorer. Det spiller en stor rolle ved lavt til moderat calciumindtag. Med et højere calciumindhold i kosten begynder intercellulær absorption at spille en stor rolle, hvilket er forbundet med en stor gradient af calciumkoncentration. På grund af den transcellulære mekanisme optages calcium i højere grad i tolvfingertarmen (på grund af den højeste koncentration af calcitriolreceptorer der). På grund af intercellulær passiv overførsel er calciumabsorptionen mest aktiv i alle tre sektioner af tyndtarmen. Paracellulær absorption af calcium fremmes af laktose (mælkesukker).

Calciumabsorption hæmmes af nogle animalske fedtstoffer (inklusive komælksfedt og oksekødsfedt, men ikke spæk) og palmeolie. De palmitin- og stearin-fedtsyrer, der er indeholdt i sådanne fedtstoffer, spaltes under fordøjelsen i tarmene og binder i deres frie form calcium fast og danner calciumpalmitat og calciumstearat (uopløselige sæber). I form af denne sæbe går både calcium og fedt tabt i afføringen. Denne mekanisme er ansvarlig for nedsat calciumabsorption, nedsat knoglemineralisering og nedsat indirekte måling af knoglestyrke hos spædbørn, der bruger palmeolie (palme olein) baseret modermælkserstatning. Hos sådanne børn er dannelsen af ​​calciumsæber i tarmene forbundet med hærdning af afføringen, et fald i dens hyppighed samt hyppigere opstød og kolik.

Koncentrationen af ​​calcium i blodet, på grund af dets betydning for et stort antal vitale vigtige processer er præcist reguleret, og med korrekt ernæring og tilstrækkeligt indtag af fedtfattige mejeriprodukter og D-vitamin opstår der ikke mangel. Langvarig mangel på calcium og/eller D-vitamin i kosten øger risikoen for osteoporose og forårsager rakitis i spædbarnsalderen.

For høje doser af calcium og D-vitamin kan forårsage hypercalcæmi. Den maksimale sikre dosis for voksne i alderen 19 til 50 år inklusive er 2500 mg dagligt (ca. 340 g Edammerost).

Varmeledningsevne