КАЛЦИЈУМ: СВОЈСТВА, СТРУКТУРА, ДОБИЈАЊЕ, УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Калцијум је алкално земног метала припада 2 (Мр. Бецамбара) групи периодног система. Овај метал заузима пето место по обиљу међу елементима присутним у земљиној кори; иза гвожђа и алуминијума. Представљен је хемијским симболом Ца, а његов атомски број је 20.

Калцијум представља 3,64% земљине коре и најбогатији је метал у људском телу, што представља 2% његове тежине. Он није слободан у природи; али је део бројних минерала и хемијских једињења.

Метални калцијум високе чистоће чуван у минералном уљу да би га заштитио од кисеоника и влаге. Извор: 2 × 910

На пример, налази се у минералном калциту, који је с друге стране вапненац. Калцијум карбонат је присутан у земљи као мермер, доломит, јајећа љуска, кораљи, бисери, сталактити, сталагмити, као и шкољке многих морских животиња или пужева.

Поред тога, калцијум је део осталих минерала, као што су гипс, анхидрит, флуорит и апатит. Није изненађујуће то што је синоним за кости на културном нивоу.

Када је изложен ваздуху, калцијум се прекрива жућкастим премазом, производом смеше калцијум-оксида, нитрида и хидроксида. Међутим, свеже ошишана, површина је сјајна, сребрнасто-бјелкаста. Меко је тврдоће по Мохосовој скали од 1,75.

Калцијум врши бројне функције у живим бићима, међу њима је део једињења која одређују структуру и функционисање коштаног система; интервенише у каскади коагулације активирањем неколико фактора коагулације, идентификованих као фактор ИВ.

Даље, калцијум је укључен у контракцију мишића, омогућавајући спој контрактилних протеина (актина и миозина); и олакшава ослобађање неких неуротрансмитера, укључујући ацетилхолин.

Хемијски скоро увек учествује у својим органским или анорганским једињењима, као што је двовалентни катион Ца ²⁺ . То је један од катиона са највећим бројем координације, односно може узајамно да делује са више молекула или јона.

Историја

У древна времена

Једињења калцијума, попут вапна (ЦаО) или гипса (ЦаСО ₄ ), човек користи хиљадама година, занемарујући њихову хемијску структуру. Вапно као грађевни материјал и малтер за израду скулптура коришћени су 7.000 година пре нове ере

У Мезопотамији је пронађена вапнена пећ која је коришћена 2500. године пре нове ере. У скорије време, малтер је коришћен током изградње Велике пирамиде у Гизи.

Идентификација и изолација

Јосепх Блацк (1755) објаснио је да је креч лакши од кречњака (калцијум карбоната) који му даје порекло. То је зато што се при загревању губи угљен диоксид.

Антоине Лавоисер (1787) закључио је да креч мора бити оксид непознатог хемијског елемента.

Сир Хумпхреи Дави (1808) тачно у години када је открио бор, урадио је исто са калцијумом техником електролизе коју су користили Јакар Берзелиус и Магнус Мартин.

Дејв је изоловао калцијум и магнезијум користећи исти експериментални дизајн. Помешао је калцијум оксид са живим (ИИ) оксидом на платинастој плочи, кориштен као анода (+), док је катода (-) платинаста жица делимично потопљена у живу.

Електролизом је створен амалгам калцијума и живе. За пречишћавање калцијума, амалгам је подвргнут дестилацији. Међутим, чисти калцијум није добијен.

Својства

Физички опис

Сребрно-беличасти метал, прелази у сивкасто-бело када је изложен ваздуху. У влажном ваздуху поприма облачну плаво-сиву боју. Чврсти или суви прах. Кристална структура усредсређена на лице.

Атомска маса

40.078 г / мол.

Тачка топљења

842 ° Ц.

Тачка кључања

1,484 ° Ц

Густина

-1.55 г / цм ³ на собној температури.

-1.378 г / цм ³ у течном стању при талишту .

Топлина фузије

8,54 кЈ / мол.

Топлина испаравања

154,7 кЈ / мол.

Моларни калоријски капацитет

25.929 Ј / (мол · К).

Специфични калорични капацитет

0,63 Ј / гК

Електронегативност

1,0 на Паулинг скали

Енергија јонизације

-Прва јонизација 589,8 кЈ / мол

- Друга јонизација 1,145 кЈ / мол

-Трећа јонизација 4.912 кЈ / мол

-Четврта јонизација 6,490,57 кЈ / мол и постоје још 4 јонизионе енергије.

Атомски радио

197 пм

Ковалентни радијус

176 ± 10 пм

Термално ширење

22,3 µм / м · К на 20 ° Ц.

Топлотна проводљивост

201 В / м К

Електрична отпорност

336 нΩ · м на 20 ° Ц.

Тврдоћа

1,75 по Мохосовој скали.

Изотопи

Калцијум има 6 природних изотопа: ⁴⁰ Ца, ⁴² Ца, ⁴³ Ца, ⁴⁴ Ца, ⁴⁶ Ца и ⁴⁸ Ца, и 19 радиоактивних синтетских изотопа. Најбројнији изотопи су ⁴⁰ Ца (96,94%), ⁴⁴ Ца (2,086%) и ⁴² Ца (0,647%).

Реактивност

Калцијум реагује спонтано са водом, стварајући калцијум хидроксид и гас водоник. Реагира са кисеоником и азотом у ваздуху, стварајући, дакле, калцијум оксид и калцијум нитрид. Када се цепи, она спонтано сагорева у ваздуху.

Када се калцијум загрева, реагује са водоником да би формирао халогенид. Такође реагује са свим халогенима и формира халогениде. Такође реагује са бором, сумпором, угљеником и фосфором.

Структура и електронска конфигурација калцијума

Атоми калцијума су спојени металним везама, доприносећи њиховим двама валентним електронима плима електрона. Дакле, интеракција између Ца атома и резултирајућих електронских трака завршава се дефинишући кристал са кубичном структуром која је усредсређена на лице (ццц, на шпанском; или фцц, на енглеском, за кубик центриран у лице).

Ако се овај кристал калцијума загреје на температуру око 450 ° Ц, он прелази у хцп фазу (компактни шестерокутни или најближи упаковани шестерокут). Другим речима, структура постаје гушћа, као да кретање електрона и вибрације атома уговарају удаљеност која их раздваја.

Атом калцијума има следећу електронску конфигурацију:

4с ²

Што би објаснило да два валентна електрона за овај метал потичу из његове најудаљеније 4б орбите. Када их изгуби, ^{формира} се двовалентни катион Ца ²⁺ , изоелектронски према племенитом гасном аргону; то јест, и Ар и Ца ²⁺ имају исти број електрона.

То је 4с орбитала калцијума која се комбинује ради успостављања валентне траке ових кристала. Исто се догађа и с празним 4п орбиталама, које успостављају проводни опсег.

Прибављање

Калцијум се производи комерцијално електролизом растопљеног калцијум хлорида. Следеће реакције се јављају на електродама:

На аноди: 2ЦЛ ^- (л) => Цл ₂ (г) + 2е ^-

Калцијум се таложи као метал на катоди, хватајући електроне из јонског калцијума.

На катоди: Ца ²⁺ (л) + 2 е ^- => Ца (с)

У малом обиму, калцијум се може произвести редукцијом калцијумовог оксида са алуминијумом или калцијум хлорида са металним натријумом.

6 ЦаО + 2 Ал => 3 Ца + Ца ₃ Ал ₂ О ₆

ЦаЦл ₂ + 2 На => Ца + НаЦл

Апликације

Елементарни калцијум

Калцијум се користи као додатак у производњи стаклених сијалица, а додаје се сијалици током своје почетне фазе производње. Такође се додаје на крају тако да се комбинира са гасовима који су остали унутар сијалице.

Користи се као дезинтегратор у производњи метала, попут бакра и челика. Легура калцијума и цезијума се користи у ударцима упаљача за генерисање искре. Калцијум је редукционо средство, али има и апликације за оксидацију и деоксидацију.

Калцијум се користи у припреми метала као што су хром, торијум, уранијум, цирконијум и други из њихових оксида. Користи се као легирајуће средство за алуминијум, бакар, олово, магнезијум и друге базне метале; и као деоксидизатор за неке легуре високих температура.

Калцијум у легури са оловом (0,04%) служи као омотач за телефонске каблове. Користи се у легури са магнезијумом у ортопедским имплантатима да продужи њихов живот.

Калцијум карбонат

То је материјал за пуњење керамике, стакла, пластике и боја, као и сировина за производњу креча. Синтетички карбонат високе чистоће медицински се користи као додатак антацидима и дијетама са калцијумом. Такође се користи као додатак у храни.

Калцијум оксид

Калцијум оксид се користи у грађевинарству и користи се за облагање зидова. Такође је уграђен у бетон. У 19. веку, блокови калцијум-оксида су спаљени да би осветлили позорнице јаком белом светлошћу.

Вапно (опет, калцијум оксид) користи се за уклањање нежељених компоненти као што је силицијум диоксид (СиО ₂ ) који су присутни у гвожђем материјалу из челика. Производ реакције калцијум силиката (ЦАСИО ₃ ) назива "троске".

Вапно се комбинује са водом да би формирао калцијум хидроксид; Ово једињење флокулира и тоне, повлачећи нечистоће на дно резервоара.

Унутрашњост димњака је обложена кречом како би се елиминисали димови из творница. На пример, бележи сумпор диоксида (СО ₂ ), што доприноси киселих киша, и претвара га у калцијум сулфит (цасо ₃ ).

Калцијум хлорид

Калцијум хлорид се користи за контролу леда на путевима; уређај за додавање парадајза у конзерви; производња каросерија аутомобила и камиона.

Калцијум сулфат

Обично се представља као цасо ₄ · 2Х ₂ О (гипс), се користи као земљишта уређаја. Калцинирани гипс се користи у производњи плочица, дасака и летвица. Такође се користи за имобилизацију прелома костију.

Калцијум фосфати

Калцијум-фосфати се у природи налазе у различитим облицима и користе се као гнојива. Киселог калцијума (ЦаХ ₂ ПО ₄ ) се користи као ђубриво и стабилизатор за пластику. Калцијум-фосфат се налази у делу коштаног ткива, посебно као хидроксиапатит.

Остала једињења калцијума

Постоје бројна једињења калцијума са разним применама. На пример, калцијум-карбид се користи за добијање ацетилена, који се користи у бакљама за заваривање. Калцијум-алгинат се користи као средство за згушњавање у прехрамбеним производима попут сладоледа.

Калцијумов хипохлорит користи се као средство за избељивање, дезодоранс, фунгицид и алгаецид.

Калцијум перманганат је ракетна течност. Такође се користи као средство за пречишћавање воде и у производњи текстила.

Биолошка функција

Калцијум испуњава бројне функције у живим бићима:

-Умешава се у каскаду коагулације као фактор ИВ.

- Неопходно је за активирање неколико фактора коагулације, укључујући тромбин.

-У скелетним мишићима, калцијум ослобађа инхибицијско деловање протеинског система на контракцију мишића, омогућавајући формирање актино-миозинских мостова, што изазива контракцију.

-Стабилизира јонске канале узбудљивих ћелија. Код хипокалцемије активирају се натријумски канали, што узрокује улазак натријума у ​​ћелије, а може се створити и континуирана контракција (тетанија) која може бити фатална.

-Поред тога, калцијум погодује ослобађању неуротрансмитера ацетилхолина на пресинаптичким терминалима.

Ризици и мере предострожности

Егзотермно реагује с водом. Стога може једном узроковати озбиљне повреде уста, једњака или желуца.

Радници су изложени овом ризику на местима где се ствара елемент калцијум или на оним где се примењује метал. Мере предострожности су да се заштитите маскама које избегавају дисање прашине, одеће и адекватну вентилацију.

Хиперкалцемија је изузетно опасна и може је узроковати углавном прекомерним излучивањем паратиреоидног хормона или прекомерним уносом витамина Д. Прекомерни унос калцијума, на пример већи од 2,5 г / дан, ретко је узрок хиперкалцемије .

Вишак калцијума се накупља у бубрезима што изазива бубрежне каменце и нефрозу бубрега. Поред тога, накупљање калцијума у ​​зидовима крвних жила мења њихову еластичност, што би могло да буде узрок хипертензије, успоравања протока крви и тромбозе.

Основна мера предострожности је укључивање калкаемије међу лабораторијске тестове, када лекар уочи карактеристике у пацијентовим симптомима због којих он сумња на хиперкалцемију и започне одговарајуће лечење.

Референце

1. В. Хулл. (1921). Кристална структура калцијума. дои.орг/10.1103/ПхисРев.17.42
2. Википедиа. (2019). Калцијум. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. (2019). Калцијум. Објашњена хемија. Опоравак од: цхемистриекплаинед.цом
4. Тимотхи П. Хануса (11. јануара 2019). Калцијум. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом
5. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Калцијум. ПубЦхем база података. ЦИД = 5460341. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
6. ВебЕлементс. (2019). Калцијум: основни састојци. Опоравак од: вебелементс.цом