KALCIJ: LASTNOSTI, STRUKTURA, PRIDOBIVANJE, UPORABE - KEMIJA - 2026

Kalcija je zemeljsko alkalijske kovine, ki spada v periodnem 2 (g Becambara) skupine. Ta kovina zaseda peto mesto po številu elementov, prisotnih v zemeljski skorji; zadaj železo in aluminij. Predstavlja ga kemični simbol Ca, njegova atomska številka pa je 20.

Kalcij predstavlja 3,64% zemeljske skorje in je najpogostejša kovina v človeškem telesu, kar predstavlja 2% njegove teže. V naravi ni svoboden; vendar je del številnih mineralov in kemičnih spojin.

Kovinski kalcij visoke čistosti, shranjen v mineralnem olju, da ga zaščiti pred kisikom in vlago. Vir: 2 × 910

Na primer, najdemo ga v mineralnem kalcitu, ki je posledično del apnenca. Kalcijev karbonat je v zemlji prisoten kot marmor, dolomit, jajčna lupina, korale, biseri, stalaktiti, stalagmiti, pa tudi v školjkah mnogih morskih živali ali polžev.

Poleg tega je kalcij del drugih mineralov, kot so gips, anhidrit, fluorit in apatit. Zato ne preseneča, da je sinonim za kosti na kulturni ravni.

Ko je izpostavljen zraku, se kalcij pokrije z rumenkasto prevleko, produktom mešanice kalcijevega oksida, nitrida in hidroksida. Vendar je sveže razrezan, površina je sijoča, srebrno-belkasta. Mehka je s trdoto po Mohsovi lestvici 1,75.

Kalcij opravlja številne funkcije pri živih bitjih, med njimi je del spojin, ki določajo strukturo in delovanje kostnega sistema; intervenira v kaskadi koagulacije z aktiviranjem več faktorjev koagulacije, opredeljenih kot faktor IV.

Poleg tega je kalcij vključen v krčenje mišic, kar omogoča združitev kontraktilnih beljakovin (aktin in miozin); in olajša sproščanje nekaterih nevrotransmiterjev, vključno z acetilholinom.

Kemično skoraj vedno sodeluje v svojih organskih ali anorganskih spojinah, kot je dvovalentni kation Ca ²⁺ . Je eden izmed kationov z največjim koordinacijskim številom, torej lahko medsebojno deluje z več molekuli ali ioni.

Zgodovina

V starih časih

Človekove kalcijeve spojine, kot sta apno (CaO) ali gips (CaSO ₄ ), že tisočletja uporabljajo, ne upoštevajo njihove kemijske strukture. Apno kot gradbeni material in omet za izdelavo skulptur so uporabljali 7000 let pred našim štetjem

V Mezopotamiji so našli apneno peč, ki so jo uporabili 2500 pred našim štetjem, v bližnjem obdobju pa so med gradnjo Velike piramide v Gizi uporabili mavec.

Identifikacija in izolacija

Joseph Black (1755) je pojasnil, da je apno lažje od apnenca (kalcijev karbonat), ki mu daje izvor. To je zato, ker med segrevanjem izgubi ogljikov dioksid.

Antoine Lavoiser (1787) je sklenil, da mora biti apno oksid neznanega kemičnega elementa.

Sir Humphrey Davy (1808) je natanko v letu, ko je odkril bor, storil enako s kalcijem s tehniko elektrolize, ki sta jo uporabljala Jakar Berzelius in Magnus Martin.

Davy je izoliral kalcij in magnezij z isto eksperimentalno zasnovo. Kalcijev oksid je pomešal z živosrebrovim (II) oksidom na platinasti plošči, ki se je uporabljal kot anoda (+), katoda (-) pa platinasta žica, delno potopljena v živo srebro.

Elektroliza je ustvarila amalgam kalcija in živega srebra. Za čiščenje kalcija smo amalgam podvrgli destilaciji. Vendar čistega kalcija niso dobili.

Lastnosti

Fizični opis

Srebrno-belkasta kovina se ob izpostavljenosti zraku spremeni v sivkasto belo. V vlažnem zraku prevzame motno modro-sivo barvo. Trden ali suh prah. Kristalna struktura s središčem na obrazu.

Atomska teža

40.078 g / mol.

Tališče

842 ° C.

Vrelišče

1.484 ° C.

Gostota

-1,55 g / cm ³ pri sobni temperaturi.

-1,378 g / cm ³ v tekočem stanju pri tališču.

Vročina fuzije

8,54 kJ / mol.

Toplota izparevanja

154,7 kJ / mol.

Molarna kalorična zmogljivost

25.929 J / (mol · K).

Specifična kalorična zmogljivost

0,63 J / gK

Elektronegativnost

1,0 po Paulingovi lestvici

Ionizacijska energija

-Prva ionizacija 589,8 kJ / mol

-Srednja ionizacija 1,145 kJ / mol

-Tretja ionizacija 4.912 kJ / mol

-Četrta ionizacija 6,490,57 kJ / mol in še 4 ionizacijske energije.

Atomski radio

197 popoldne

Kovalentni polmer

176 ± 22.00

Toplotno raztezanje

22,3 µm / m · K pri 20 ° C.

Toplotna prevodnost

201 W / m K

Električni upor

336 nΩ · m pri 20 ° C.

Trdota

1,75 po Mohovi lestvici.

Izotopi

Kalcij ima 6 naravnih izotopov: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca in ⁴⁸ Ca, in 19 radioaktivnih sintetičnih izotopov. Najštevilčnejši izotopi so ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) in ⁴² Ca (0,647%).

Reaktivnost

Kalcij spontano reagira z vodo, pri čemer nastaneta kalcijev hidroksid in vodikov plin. Reagira s kisikom in dušikom v zraku, kar ustvarja kalcijev oksid in kalcijev nitrid. Ko se cepi, spontano gori v zraku.

Ko se kalcij segreva, reagira z vodikom in tvori halogenid. Prav tako reagira z vsemi halogeni in tvori halogenide. Prav tako reagira z borom, žveplom, ogljikom in fosforjem.

Struktura in elektronska konfiguracija kalcija

Kalcijevi atomi so povezani s kovinskimi vezmi, ki prispevajo svoja dva valenčna elektrona k plinu elektronov. Tako se interakcija med Ca-atomi in posledičnimi elektronskimi pasovi konča, tako da definira kristal s kubično strukturo, usmerjeno v obraz (ccc, v španščini ali fcc, v angleščini, za kubik, osredotočen na obraz).

Če se ta kristal kalcijevega kcc segreje na temperaturo okoli 450 ° C, se preide v fazo hcp (kompakten šesterokoten ali najbližje pakiran šesterokotnik). Z drugimi besedami, struktura postane gostejša, kot da gibanje elektronov in vibracije atomov krčijo razdaljo, ki jih ločuje.

Kalcijev atom ima naslednjo elektronsko konfiguracijo:

4s ²

Kar bi razložilo, da dva valenčna elektrona za to kovino prihajata iz njene skrajne 4s orbite. Ko jih izgubi, ^nastane dvovalentni kation Ca ²⁺ , izoelektronski do žlahtnega plinskega argona; to pomeni, da imata Ar in Ca ²⁺ enako število elektronov.

To je 4s orbitalije kalcija, ki združujejo, da vzpostavijo valenčni pas teh kristalov. Enako se dogaja s praznimi 4p orbitalami, ki vzpostavijo prevodni pas.

Pridobitev

Kalcij se komercialno proizvaja z elektrolizo staljenega kalcijevega klorida. Naslednje reakcije se pojavijo na elektrodah:

Na anodi: 2Cl ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Kalcij se odlaga kot kovina na katodi z zajemom elektronov iz ionskega kalcija.

Na katodi: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (s)

V majhnem obsegu lahko kalcij dobimo z zmanjšanjem kalcijevega oksida z aluminijem ali kalcijevim kloridom s kovinskim natrijem.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

Prijave

Elementarni kalcij

Kalcij se uporablja kot dodatek pri izdelavi steklenih žarnic, ki se ga doda v žarnico v začetni fazi izdelave. Na koncu se doda tudi tako, da se kombinira s plini, ki ostanejo v žarnici.

Uporablja se kot dezintegrator pri proizvodnji kovin, kot sta baker in jeklo. Zlitina kalcija in cezija se uporablja pri kretnjah vžigalnikov za ustvarjanje iskre. Kalcij je reducent, ima pa tudi razgradnjo in razgradnjo.

Kalcij se uporablja pri pripravi kovin, kot so krom, torij, uran, cirkonij in druge iz njihovih oksidov. Uporablja se kot legirno sredstvo za aluminij, baker, svinec, magnezij in druge navadne kovine; in kot deoksidizator za nekatere visokotemperaturne zlitine.

Kalcij v zlitini s svincem (0,04%) služi kot plašč za telefonske kable. Uporablja se v zlitini z magnezijem v ortopedskih vsadkih za podaljšanje njihove življenjske dobe.

Kalcijev karbonat

Je polnilni material v keramiki, steklu, plastiki in barvah, pa tudi surovina za proizvodnjo apna. Sintetični karbonat visoke čistosti se uporablja kot medicinski dodatek proti ancidom in prehrani. Uporablja se tudi kot dodatek v hrani.

Kalcijev oksid

Kalcijev oksid se uporablja v gradbeništvu, uporablja pa se za oblogo sten. Vgrajen je tudi v beton. V 19. stoletju so sežgali bloke kalcijevega oksida za osvetlitev odrov z močno belo svetlobo.

Apno (spet kalcijev oksid) se uporablja za odstranjevanje neželenih komponent, kot je silicijev dioksid (SiO ₂ ), ki je prisoten v železnem materialu iz jekla. Produkt reakcije je kalcijev silikat (Casio ₃ ) se imenuje "žlindra".

Apno se kombinira z vodo, da tvori kalcijev hidroksid; Ta spojina flokulira in se potopi, vleče nečistoče na dno rezervoarjev.

Notranjost dimnikov je obložena z apnom za odstranjevanje hlapov iz tovarn. Na primer, zajame žveplov dioksid (SO ₂ ), ki prispeva k kislemu dežju, in ga pretvori v kalcijev sulfit (CaSO ₃ ).

Kalcijev klorid

Kalcijev klorid se uporablja za nadzor ledu na cestah; balzam za paradižnik v konzervah; proizvodnja karoserij avtomobilov in tovornjakov.

Kalcijev sulfat

Običajno je predstavljen kot CaSO ₄ · 2H ₂ O (mavec), uporablja pa se kot sredstvo za pripravo tal. Kalciniran mavec se uporablja pri izdelavi ploščic, plošč in letvic. Uporablja se tudi za imobilizacijo zlomov kosti.

Kalcijevi fosfati

Kalcijevi fosfati se v naravi nahajajo v različnih oblikah in se uporabljajo kot gnojila. Kisla kalcijeva sol (CaH ₂ PO ₄ ) se uporablja kot gnojilo in stabilizator za plastiko. Kalcijev fosfat najdemo kot del kostnega tkiva, zlasti kot hidroksiapatit.

Druge kalcijeve spojine

Obstajajo številne kalcijeve spojine z različnimi nameni. Na primer, kalcijev karbid se uporablja za pridobivanje acetilena, ki se uporablja v varilnih gorilnicah. Kalcijev alginat se uporablja kot zgoščevalno sredstvo v prehranskih izdelkih, kot je sladoled.

Kalcijev hipoklorit se uporablja kot belilno sredstvo, deodorant, fungicid in algaecid.

Kalcijev permanganat je raketna tekočina. Uporablja se tudi kot sredstvo za čiščenje vode in v proizvodnji tekstila.

Biološka funkcija

Kalcij izpolnjuje številne funkcije v živih bitjih:

- V fazo koagulacije posega kot faktor IV.

-To je potrebno za aktiviranje več dejavnikov strjevanja, vključno s trombinom.

-V skeletnih mišicah kalcij sprošča zaviralno delovanje beljakovinskega sistema na krčenje mišic, kar omogoča oblikovanje aktinsko-miozinskih mostov, kar povzroči krčenje.

-Stabilizira ionske kanale vzdražnih celic. Pri hipokalcemiji se aktivirajo natrijevi kanali, kar povzroči, da natrij vstopi v celice, in nastane lahko trajno krčenje (tetanija), ki je lahko usodno.

- Poleg tega kalcij ugodno sprošča nevrotransmiter acetilholin na presinaptičnih terminalih.

Tveganja in previdnostni ukrepi

Eksotermično reagira z vodo. Zato lahko enkrat zaužije usta, požiralnik ali želodec resno poškoduje usta.

Delavci so temu tveganju izpostavljeni na mestih, kjer nastaja element kalcij, ali na mestih, kjer se uporablja kovina. Previdnostni ukrepi so zaščititi se z maskami, ki preprečujejo dihanje prahu, oblačil in ustreznega prezračevanja.

Hiperkalcemija je izjemno nevarna in jo lahko povzročijo predvsem prekomerno izločanje obščitničnega hormona ali pretiran vnos vitamina D. Prekomerni vnos kalcija, na primer večji od 2,5 g / dan, je le redko vzrok za hiperkalcemijo .

Presežek kalcija se nabira v ledvicah, kar povzroča ledvične kamne in ledvično nefrozo. Poleg tega kopičenje kalcija v stenah krvnih žil spreminja njihovo elastičnost, kar je lahko vzrok za hipertenzijo, upočasnjen pretok krvi in ​​trombozo.

Osnovna previdnost je vključitev kalkaemije med laboratorijske preiskave, ko zdravnik opazi značilnosti bolnikovih simptomov, zaradi katerih sumi na hiperkalcemijo in začne ustrezno zdravljenje.

Reference

1. W. Hull. (1921). Kristalna struktura kalcija. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedija. (2019). Kalcij. Pridobljeno: en.wikipedia.org
3. (2019). Kalcij. Pojasnjena kemija. Pridobljeno: chemistryexplained.com
4. Timotej P. Hanusa. (11. januar 2019). Kalcij. Encyclopædia Britannica. Pridobljeno: britannica.com
5. Nacionalni center za informacije o biotehnologiji. (2019). Kalcij. Baza podatkov PubChem. CID = 5460341. Pridobljeno: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Kalcij: osnove Pridobljeno od: webelements.com