KALSIUM: OMINAISUUDET, RAKENNE, SAAMINEN, KÄYTTÖ - KEMIA - 2026

Kalsium on maa-alkalimetalli, jotka kuuluvat 2 (Mr. Becambara) ryhmä jaksollinen. Tämä metalli vie viidennen sijan runsaasti maankuoressa olevien elementtien joukossa; raudan ja alumiinin takana. Sitä edustaa kemiallinen symboli Ca, ja sen atominumero on 20.

Kalsium edustaa 3,64% maankuoresta ja on ihmiskehossa runsaimmin metalli, joka edustaa 2% sen painosta. Hän ei ole luonteeltaan vapaa; mutta se on osa lukuisia mineraaleja ja kemiallisia yhdisteitä.

Kivennäisöljyyn varastoitu erittäin puhdas metallinen kalsium suojaamaan sitä hapesta ja kosteudesta. Lähde: 2 × 910

Sitä esiintyy esimerkiksi mineraalikalsitissa, joka puolestaan ​​on osa kalkkikiveä. Kalsiumkarbonaattia on läsnä maassa marmorina, dolomiittina, munankuorena, korallina, helminä, stalaktiiteina, stalagmiiteina, samoin kuin monien merieläinten tai etanoiden kuorissa.

Lisäksi kalsium on osa muita mineraaleja, kuten kipsiä, anhydriittiä, fluoriittia ja apatiittia. Ei ole sitten yllättävää, että se on synonyymi luulle kulttuuritasolla.

Ilmaan joutuessaan kalsium peittyy kellertävällä pinnoitteella, kalsiumoksidin, nitridin ja hydroksidin seoksen tuotteella. Äskettäin leikattu pinta on kuitenkin kiiltävä, hopeanvalkoinen. Se on pehmeää ja sen kovuus Mohsin asteikolla on 1,75.

Kalsium suorittaa lukuisia toimintoja elävissä olennoissa, muun muassa se on osa yhdisteitä, jotka määräävät luusysteemin rakenteen ja toiminnan; se puuttuu hyytymiskaskadiin aktivoimalla useita hyytymistekijöitä, jotka tunnistetaan tekijäksi IV.

Lisäksi kalsium osallistuu lihasten supistumiseen, mikä sallii supistuvien proteiinien (aktiini ja myosiini) liittymisen; ja helpottaa joidenkin välittäjäaineiden, mukaan lukien asetyylikoliini, vapautumista.

Kemiallisesti se osallistuu melkein aina orgaanisiin tai epäorgaanisiin yhdisteisiin, kuten kaksiarvoiseen kationiin Ca2 ⁺. Se on yksi kationeista, joilla on suurin koordinaatioluku, eli se voi olla vuorovaikutuksessa useiden molekyylien tai ionien kanssa samanaikaisesti.

Historia

Muinaisina aikoina

Ihminen on käyttänyt kalsiumyhdisteitä, kuten kalkkia (CaO) tai kipsiä (CaSO ₄) vuosituhansien ajan, jättämättä huomiotta niiden kemiallista rakennetta. Kalkkia rakennusmateriaalina ja kipsiä veistoksien valmistukseen käytettiin 7000 vuotta eKr

Mesopotamiassa löydettiin kalkkiuunia, jota käytettiin 2 500 eKr. Läheisessä ajassa kipsiä käytettiin Gizan suuren pyramidin rakentamisen aikana.

Tunnistaminen ja eristäminen

Joseph Black (1755) selitti, että kalkki on kevyempi kuin kalkkikivi (kalsiumkarbonaatti), joka antaa sille alkuperän. Tämä johtuu siitä, että se menettää hiilidioksidia lämmityksen aikana.

Antoine Lavoiser (1787) päätteli, että kalkin on oltava tuntemattoman kemiallisen alkuaineen oksidi.

Sir Humphrey Davy (1808) tarkalleen vuonna, jolloin hän löysi boorin, teki saman kalsiumin kanssa käyttämällä elektrolyysimenetelmää, jota käyttivät Jakar Berzelius ja Magnus Martin.

Davy eristetty kalsium ja magnesium käyttäen samaa kokeellista mallia. Hän sekoitti kalsiumoksidin elohopea (II) oksidin kanssa platinalevyllä, jota käytettiin anodina (+), kun taas katodi (-) oli platinalanka, joka oli osittain upotettu elohopeaan.

Elektrolyysi tuotti kalsium- ja elohopeaamalgaamin. Kalsiumin puhdistamiseksi amalgaami tislattiin. Puhdasta kalsiumia ei kuitenkaan saatu.

ominaisuudet

Fyysinen kuvaus

Hopeanvalkoinen metalli, muuttuu harmahtavaksi, kun se altistuu ilmalle. Kosteassa ilmassa se ottaa sameaa siniharmaata. Kiinteä tai kuiva jauhe. Kristallirakenne keskittyy kasvoihin.

Atomipaino

40,078 g / mol.

Sulamispiste

842 ° C.

Kiehumispiste

1 484 ° C.

Tiheys

-1,55 g / cm ³ huoneenlämpötilassa.

-1,378 g / cm ³ nestemäisessä tilassa sulamispiste.

Fuusion lämpö

8,54 kJ / mol.

Höyrystymislämpö

154,7 kJ / mol.

Kaloriarvo

25,929 J / (mol-K).

Erityinen kalorimäärä

0,63 J / gK

elektronegatiivisuus

1,0 Pauling-asteikolla

Ionisointienergia

- Ensimmäinen ionisaatio 589,8 kJ / mol

-Toinen ionisaatio 1,145 kJ / mol

- Kolmas ionisaatio 4,912 kJ / mol

- Neljäs ionisaatio 6 490,57 kJ / mol ja on vielä 4 ionisaatioenergiaa.

Atomiradio

197 pm

Kovalenttinen säde

176 ± 22 pm

Lämpölaajeneminen

22,3 um / m · K lämpötilassa 20 ° C.

Lämmönjohtavuus

201 W / mK

Sähkövastus

336 nm · 20 ° C: ssa.

Kovuus

1,75 Mohsin asteikolla.

isotoopit

Kalsiumilla on 6 luonnollista isotooppia: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca ja ⁴⁸ Ca ja 19 radioaktiivista synteettistä isotooppia. Yleisimmät isotoopit ovat ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) ja ⁴² Ca (0,647%).

reaktiivisuus

Kalsium reagoi spontaanisti veden kanssa tuottaen kalsiumhydroksidia ja vetykaasua. Reagoi ilman hapen ja typen kanssa, tuottaen vastaavasti kalsiumoksidia ja kalsiumnitridiä. Jakaessa se palaa spontaanisti ilmassa.

Kuumennettaessa kalsiumia se reagoi vedyn kanssa halogenidiksi. Se reagoi myös kaikkien halogeenien kanssa halogenidien muodostamiseksi. Se reagoi myös boorin, rikin, hiilen ja fosforin kanssa.

Kalsiumin rakenne ja elektronikonfiguraatio

Kalsiumatomit yhdistyvät metallisidoksilla, myötävaikuttaen heidän kahden valenssielektroninsa elektroneihin. Siten Ca-atomien ja tuloksena olevien elektronisten kaistojen välinen vuorovaikutus päätyy kristallin määrittelemiseen kasvopohjaisella kuutiomaisella rakenteella (ccc, espanjaksi; tai fcc, englanniksi, kasvokeskeiseen kuutioon).

Jos tämä kalsium-ccc-kide lämmitetään noin 450 ° C: n lämpötilaan, se siirtyy hcp-vaiheeseen (kompakti kuusikulmainen tai lähinnä pakattu kuusikulmainen). Toisin sanoen rakenne tihenee, ikään kuin elektronien liike ja atomien värähtely supistaisivat erottavan etäisyyden.

Kalsiumatomilla on seuraava elektroninen konfiguraatio:

4s ²

Mikä selittäisi, että tämän metallin kaksi valenssielektronia tulevat sen uloimmasta 4s: n kiertoradasta. Kun se menettää ne, muodostuu kaksiarvoinen kationi Ca ²⁺, isoelektroninen jalokaasun argoniin nähden; ts. sekä Arilla että Ca ^{2+: lla} on sama määrä elektronia.

Se on kalsiumin 4 sekunnin kiertorata, jotka yhdistyvät näiden kiteiden valenssikaistan muodostamiseksi. Sama tapahtuu tyhjien 4p-orbitaalien kanssa, jotka muodostavat johtamiskaistan.

Saada

Kalsium tuotetaan kaupallisesti sulan kalsiumkloridin elektrolyysillä. Seuraavat reaktiot tapahtuvat elektrodoilla:

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

Kalsium kerrostuu metallina katodille kaappaamalla elektroneja ionisesta kalsiumista.

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

Pienessä mittakaavassa kalsium voidaan tuottaa pelkistämällä kalsiumoksidi alumiinilla tai kalsiumkloridi metallisella natriumilla.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCI ₂ + 2 Na => Ca + NaCI

Sovellukset

Alkuainekalsium

Kalsiumia käytetään lisäaineena lasisipulien valmistuksessa, ja sitä lisätään sipuliin sen alkuperäisessä valmistusvaiheessa. Se lisätään myös loppuun niin, että se yhdistyy polttimon sisälle jätettyihin kaasuihin.

Sitä käytetään hajottajana metallien, kuten kuparin ja teräksen, valmistuksessa. Kalsiumin ja cesiumin seosta käytetään sytyttimien tuulettimissa kipinöiden tuottamiseen. Kalsium on pelkistävä aine, mutta sillä on myös hapetuksen ja hapettumisen sovelluksia.

Kalsiumia käytetään metallien, kuten kromin, toriumin, uraanin, zirkoniumin ja muiden valmistukseen niiden oksideista. Sitä käytetään seostavana aineena alumiinille, kuparille, lyijylle, magnesiumille ja muille perusmetalleille; ja hapettajana joillekin korkean lämpötilan seoksille.

Lyijyä sisältävässä seoksessa oleva kalsium (0,04%) toimii vaipana puhelinkaapeleille. Sitä käytetään seoksessa magnesiumin kanssa ortopedisissa implantteissa niiden käyttöiän pidentämiseksi.

Kalsiumkarbonaatti

Se on keramiikan, lasin, muovien ja maalien täyteaine ja kalkin tuotannon raaka-aine. Erittäin puhdasta synteettistä karbonaattia käytetään lääketieteellisesti antasidina ja ravinnossa käytettävänä kalsiumlisänä. Sitä käytetään myös lisäaineena ruoassa.

Kalsiumoksidi

Kalsiumoksidia käytetään rakennusteollisuudessa, sitä käytetään seinien viiluun. Se on myös sisällytetty betoniin. 1800-luvulla poltettiin kalsiumoksidilohkoja valaisemaan vaiheita voimakkaalla valkoisella valolla.

Kalkkia (jälleen kalsiumoksidia) käytetään poistamaan teräksestä epätoivotut komponentit, kuten piidioksidi (SiO ₂), jota on rautamateriaalissa. Tuote Reaktion on kalsiumsilikaatti (Casio ₃) nimeltään "kuona".

Kalkki yhdistyy veden kanssa muodostaen kalsiumhydroksidia; Tämä yhdiste flokkuloituu ja uppoaa vetämällä epäpuhtauksia säiliöiden pohjalle.

Savupiippujen sisäosat on vuorattu kalkilla, jotta tehtaista poistuu savut. Esimerkiksi se sieppaa rikkidioksidia (SO ₂), joka myötävaikuttaa happosateeseen, ja muuttaa sen kalsiumsulfiittiksi (CaSO ₃).

Kalsiumkloridi

Kalsiumkloridia käytetään teiden jään hallintaan; säilöntäaineessa käytettävä tomaatin hoitoaine; auto- ja kuorma-autojen korien valmistus.

Kalsiumsulfaatti

Sitä esitetään yleisesti nimellä CaSO ₄ · 2H ₂ O (kipsi), jota käytetään maanparannusaineena. Kalsinoitua kipsiä käytetään laattojen, levyjen ja liuskojen valmistuksessa. Sitä käytetään myös luunmurtumien immobilisointiin.

Kalsiumfosfaatit

Kalsiumfosfaatteja on luonnossa eri muodoissa ja niitä käytetään lannoitteina. Hapan kalsiumsuola (CaH ₂ PO ₄) käytetään lannoitteena ja stabilointiaineena muovit. Kalsiumfosfaattia löytyy osana luukudosta, etenkin hydroksiapatiitina.

Muut kalsiumyhdisteet

On olemassa lukuisia kalsiumyhdisteitä, joilla on erilaisia ​​sovelluksia. Esimerkiksi kalsiumkarbidia käytetään asetyleenin saamiseksi, jota käytetään hitsauspolttimissa. Kalsiumalginaattia käytetään sakeutusaineena elintarvikkeissa, kuten jäätelössä.

Kalsiumhypokloriittia käytetään valkaisuaineena, deodoranttina, sienimyrkkynä ja levämyrkkynä.

Kalsiumpermanganaatti on raketin ponneaineneste. Sitä käytetään myös vedenpuhdistusaineena ja tekstiilituotannossa.

Biologinen toiminta

Kalsium suorittaa lukuisia toimintoja elävissä olennoissa:

-Se puuttuu hyytymiskaskadiin tekijänä IV.

-Se on tarpeen useiden hyytymistekijöiden, mukaan lukien trombiinin, aktivoimiseksi.

- Luustolihaksessa kalsium vapauttaa proteiinijärjestelmän estävää vaikutusta lihaksen supistumiseen, jolloin aktiini-myosiinisillat voivat muodostua, mikä aiheuttaa supistumista.

-Stabiloi ärtyvien solujen ionisia kanavia. Hypokalsemiassa natriumkanavat aktivoituvat, mikä saa natriumia pääsemään soluihin, ja voi syntyä jatkuva supistuminen (tetany), joka voi olla kohtalokas.

- Lisäksi kalsium suosii välittäjäaineen asetyylikoliinin vapautumista presynaptisissa päätteissä.

Riskit ja varotoimet

Reagoi eksotermisesti veden kanssa. Siksi se voi aiheuttaa vakavan vamman suuhun, ruokatorveen tai vatsaan nieltynä.

Työntekijät altistuvat tälle vaaralle paikoissa, joissa tuotetaan kalsiumia tai missä metallia levitetään. Varotoimenpiteinä on suojautua itse naamioilla, jotka välttävät pölyn hengittämistä, vaatteita ja riittävää ilmanvaihtoa.

Hyperkalkemia on erittäin vaarallista, ja se voi johtua pääasiassa lisäkilpirauhashormonin erityksestä tai liiallisesta D-vitamiinin saannista. Liiallinen kalsiumin saanti, esimerkiksi yli 2,5 g / päivä, on harvoin syy hyperkalkemiaan..

Liiallinen kalsium kertyy munuaisiin aiheuttaen munuaiskiviä ja munuaisten nefroosia. Lisäksi kalsiumin kertyminen verisuonten seinämiin muuttaa niiden joustavuutta, mikä voi olla syynä verenpaineeseen, hidastettuun verenvirtaukseen ja tromboosiin.

Perusvarotoimenpide on kalkemian sisällyttäminen laboratoriokokeisiin, kun lääkäri havaitsee potilaan oireiden ominaisuudet, jotka saavat hänet epäilemään hyperkalsemiaa ja aloittavat asianmukaisen hoidon.

Viitteet

1. W. Hull. (1921). Kalsiumin kiderakenne. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Kalsiumia. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Kalsiumia. Kemia selitetty. Palautettu osoitteesta: chemistryexplained.com
4. Timothy P. Hanusa. (11. tammikuuta 2019). Kalsiumia. Encyclopædia Britannica. Palautettu osoitteesta: britannica.com
5. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Kalsiumia. PubChem-tietokanta. CID = 5460341. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Kalsium: välttämättömät. Palautettu osoitteesta: webelements.com