Кальцийдин тузулушу,физикалык касиети.

Кальций

[править | править код]

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Перейти к навигацииПерейти к поиску

Запрос «Ca» перенаправляется сюда; см. также другие значения.

Ка́льций (Ca от лат. Calcium) — элемент второй группы (по старой классификации — главной подгруппы второй группы), четвёртого периода, с атомным номером 20. Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Впервые получен в чистом виде Г. Дэви в 1808 году.

Содержание

• 1История и происхождение названия

• 2Нахождение в природе

  • 2.1Изотопы

  • 2.2В горных породах и минералах

  • 2.3Миграция в земной коре

  • 2.4В биосфере

• 3Получение

• 4Физические свойства

• 5Химические свойства

• 6Применение

• 7Биологическая роль

• 8Примечания

• 9Литература

• 10Ссылки

История и происхождение названия[править | править код]

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) — «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Гемфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные.

Нахождение в природе[править | править код]

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности (3-е среди металлов) после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л^[4].

Изотопы[править | править код]

Основная статья: Изотопы кальция

Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: ⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca и ⁴⁸Ca, среди которых наиболее распространённый — ⁴⁰Ca — составляет 96,97 %. Ядра кальция содержат магическое число протонов: Z = 20. Изотопы 40
20Ca20
 и 48
20Ca28
 являются двумя из пяти существующих в природе дважды магических ядер.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп ⁴⁸Ca, самый тяжёлый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада (4,39 ± 0,58)⋅10¹⁹ лет^[5][6][7].

В горных породах и минералах[править | править код]

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).

Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al₂Si₂O₈].

Кальцит

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO₃, ангидрит CaSO₄, алебастр CaSO₄·0.5H₂O и гипс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, апатиты Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), доломит MgCO₃·CaCO₃. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Осадочная порода, состоящая в основном из скрытокристаллического кальцита — известняк (одна из его разновидностей — мел). Под действием регионального метаморфизма известняк преобразуется в мрамор.

Миграция в земной коре[править | править код]

В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\rightleftarrows Ca(HCO_{3})_{2}\rightleftarrows Ca^{2+}+2HCO_{3}^{-}}}}

(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).

Огромную роль играет биогенная миграция.

В биосфере[править | править код]

Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca₅(PO₄)₃OH, или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂·Са(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4—2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение[править | править код]

Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl₂ (75—80 %) и KCl или из CaCl₂ и CaF₂, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C {\displaystyle {\mathsf {4CaO+2Al\rightarrow CaAl_{2}O_{4}+3Ca}}}

Физические свойства[править | править код]

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия {\displaystyle \Delta H^{0}}  перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника, но не становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является). При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше, чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное поведение кальция похоже во многом на стронций (то есть параллели в периодической системе сохраняются)^[8].

Химические свойства[править | править код]

Кальций — типичный щёлочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем более тяжёлых щёлочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло-серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щёлочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca²⁺/Ca⁰ −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

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

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом, иодом) кальций реагирует при обычных условиях:

{\displaystyle {\mathsf {2Ca+O_{2}\rightarrow 2CaO}}}

{\displaystyle {\mathsf {Ca+Br_{2}\rightarrow CaBr_{2}}}}

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным пламенем с оранжевым оттенком («кирпично-красным»). С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

{\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\rightarrow CaH_{2}}}}

{\displaystyle {\mathsf {Ca+6B\rightarrow CaB_{6}}}}

{\displaystyle {\mathsf {3Ca+N_{2}\rightarrow Ca_{3}N_{2}}}}

{\displaystyle {\mathsf {Ca+2C\rightarrow CaC_{2}}}}

{\displaystyle {\mathsf {6Ca+P_{4}\rightarrow 2Ca_{3}P_{2}}}}

{\displaystyle {\mathsf {2Ca+Si\rightarrow Ca_{2}Si}}}

Кроме получающихся в этих реакциях фосфида кальция Ca₃P₂ и силицида кальция Ca₂Si, известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР₅ и силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты. Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

{\displaystyle {\mathsf {CaH_{2}+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+2H_{2}\uparrow }}}

{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}N_{2}+6H_{2}O\rightarrow 3Ca(OH)_{2}+2NH_{3}\uparrow }}}

Ион Ca²⁺ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО₃, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО₃)₂ в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение, а в тех местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция

{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+CO_{2}+H_{2}O\rightleftarrows Ca(HCO_{3})_{2}}}}

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землёй могут образоваться огромные карстовые полости и провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет вре́менную жёсткость воды. Вре́менной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО₃. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.