С чем вступает в реакцию кальций. Свойства и применение кальция

С чем вступает в реакцию кальций. кальций. свойства кальция. применение кальция

С чем вступает в реакцию кальций. Свойства и применение кальция

Кальций весьма распространен в природе в форме различных соединений. В земной коре он занимает пятое место, составляя 3,25%, и чаще всего встречается в виде известняка CaCO3, доломита CaCO3*MgCO3, гипса CaSO4*2Н2О, фосфорита Ca3(PO4)2 и плавикового шпата CaF2, не считая значительной доли кальция в составе силикатных пород. В морской воде содержится в среднем 0,04% (вес) кальция

Физические и химические свойства кальция

Кальций находится в подгруппе щелочноземельных металлов II группы периодической системы элементов; порядковый номер 20, атомный вес 40,08, валентность 2, атомный объем 25,9. Изотопы кальция: 40 (97%), 42 (0,64%), 43 (0,15%), 44 (2,06%), 46 (0 003%), 48 (0,185%). Электронная структура атома кальция: 1s2, 2s2p6, 3s2p6, 4s2.

Радиус атома 1,97 А, радиус иона 1,06 А. До 300° кристаллы кальция имеют форму куба с центрированными гранями и размером стороны 5,53 А, выше 450° – гексагональную форму. Удельный вес кальция 1,542, температура плавления 851°, температура кипения 1487°, теплота плавления 2,23 ккал/молщ теплота парообразования 36,58 ккал/моль.

Атомная теплоемкость твердого кальция Cр = 5,24 + 3,50*10в-3 T для 298-673° К и Cp = 6,29+1,40*10в-3T для 673-1124° К; для жидкого кальция Cp = 7,63. Энтропия твердого кальция 9.95 ± 1, газообразного при 25° 37,00 ± 0,01.Упругость пара твердого кальция исследована Ю.А. Приселковым и А.Н. Несмеяновым, П. Дугласом и Д. Томлиным.

Значения упругости насыщенного пара кальция приведены в табл. 1.По теплопроводности кальций приближается к натрию и калию, при температурах 20-100° коэффициент линейного расширения 25*10в-6, при 20° удельное электросопротивление 3,43 мк ом/см3, от 0 до 100° температурный коэффициент электрического сопротивления 0,0036.

Электрохимический эквивалент 0,74745 г/а*ч. Предел прочности кальция 4,4 кг/мм2, твердость по Бринелю 13, удлинение 53%, относительное сужение 62%.Кальций имеет серебристо-белый цвет, в изломе блестит. На воздухе металл покрывается тонкой голубовато серой пленкой из нитрида, окиси и частично перекиси кальция.

Кальций гибок и ковок; его можно обрабатывать на токарном станке, сверлить, резать, пилить, прессовать, волочить и т. д. Чем чище металл, тем больше его пластичность.В ряду напряжений кальций расположен среди наиболее электроотрицательных металлов, чем и объясняется его большая химическая активность.

При комнатной температуре кальций с сухим воздухом не реагирует, при 300° и выше интенсивно окисляется, при сильном нагреве сгорает ярким оранжево-красноватым пламенем. Во влажном воздухе кальций постепенно окисляется, превращаясь в гидроокись; с холодной водой реагирует сравнительно медленно, но из горячей воды энергично вытесняет водород, образуя гидроокись.

Азот реагирует с кальцием заметно при температуре 300° и очень интенсивно при 900° с образованием нитрида Ca3N2. С водородом при температуре 400° кальций образует гидрид CaH2. С сухими галогенами, за исключением фтора, при комнатной температуре кальций не связывается; интенсивное образование галогенидов происходит при 400° и выше.

Крепкая серная (65-60° Be) и азотная кислоты действуют на чистый кальций слабо. Из водных растворов минеральных кислот очень сильно действует соляная, сильно – азотная и слабо – серная. В концентрированных растворах NaOH и в растворах соды кальций почти не разрушается.

Применение

Кальций находит все возрастающее применение в различных отраслях производства. В последнее время он приобрел большое значение как восстановитель при получении ряда металлов. Чистый металлический уран получается восстановлением металлическим кальцием фтористого урана.

Кальцием или его гидридами можно восставав пивать окислы титана, а также окислы циркония, тория, тантала, ниобия и других редких металлов.

Кальций является хорошим раскислителем и дегазатором при получении меди, никеля, хромоникелевых сплавов, специальных сталей, никелевых и оловянистых бронз, он удаляет из металлов и сплавов серу, фосфор, углерод.Кальций образует с висмутом тугоплавкие соединения, поэтому его применяют для очистки свинца от висмута.

Кальций добавляют в различные легкие сплавы. Он способствует улучшению поверхности слитков, мелкозернистости и понижению окисляемости. Большое распространение имеют содержащие кальций подшипниковые сплавы. Свинцовые сплавы (0,04% Ca) могут применяться для изготовления оболочек кабеля.

Кальций применяют для дегидратации алкоголей и растворителей для десульфуризации нефтепродуктов. Сплавы кальция с цинком или с цинком и магнием (70% Ca) идут для производства высококачественного пористого бетона. Кальций входит в состав антифрикционных сплавов (свинцовокальциевых баббитов).

Благодаря способности связывать кислород и азот кальций или сплавы кальция с натрием и другими металлами применяют для очистки благородных газов и как геттер в вакуумной радиоаппаратуре. Кальций применяется также для получения гидрида, который является источником водорода в полевых условиях. С углеродом кальций образует карбид кальция CaC2, применяемый в больших количествах для получения ацетилена C2H2.

История развития

Деви впервые получил кальций в виде амальгамы в 1808 г., применив электролиз влажной извести с ртутным катодом. Бунзен в 1852 г. электролизом солянокислого раствора хлористого кальция получил амальгаму с высоким содержанием кальция. Бунзен и Матиссен в 1855 г. электролизом CaCl2 и Муассан электролизом CaF2 получили кальций в чистом виде. В 1893 г.

Борхерс существенно улучшил электролиз хлористого кальция, применив охлаждение катода; Арндт в 1902 г. получил электролизом металл, содержавший 91,3% Ca. Руфф и Плата для снижения температуры электролиза применили смесь из CaCl2 и CaF2; Борхерс и Стокем при температуре ниже точки плавления кальция получали губку.

Задачу электролитического получения кальция решили Ратенау и Зютер, предложив метод электролиза с катодом касания, который вскоре стал промышленным. Было много предложений и попыток получать кальциевые сплавы электролизом, особенно на жидком катоде. По Ф.О.

Банзелю, можно получить сплавы кальция электролизом CaF2 с добавками солей или фторокисей других металлов. Пулене и Meлан получали сплав Ca-Al на жидком алюминиевом катоде; Кюгельген и Сьюард получили сплав Ca-Zn на цинковом катоде. Получение сплавов Ca-Zn исследовали в 1913 г. В. Мольденгауер и Дж.

Андерсен, они же получали на свинцовом катоде сплавы Pb-Ca. Коба, Симкинс и Гире применяли электролизер со свинцовым катодом на 2000 а и получали сплав с 2% Ca при выходе по току 20%. И. Целиков и В. Вазингер добавляли в электролит NaCl, чтобы получить сплав с натрием; Р.Р. Сыромятников перемешивал сплав и добивался 40-68%-ного выхода по току.

Кальциевые сплавы со свинцом, цинком и медью получают электролизом в промышленном масштабеЗначительный интерес вызвал термический способ получения кальция. Алюминотермическое восстановление окислов открыл в 1865 г. H.H. Бекетов. В 1877 г.

Малет обнаружил при нагревании взаимодействие смеси окислов кальция, бария и стронция с алюминием Винклер пытался восстановить эти же окислы магнием; Бильц и Вагнер, восстанавливая в вакууме окись кальция алюминием, получили низкий выход металла Гунц в 1929 г. достиг лучших результатов. А.И. Войницкий в 1938 г.

в лаборатории восстанавливал окись кальция алюминием и силикосплавами. Способ запатентовали в 1938 г В конце второй мировой войны термический способ получил промышленное применение.В 1859 г. Кароном был предложен способ получения сплавов натрия со щелочноземельными металлами действием металлического натрия на их хлориды.

По этому способу получают кальций (и барин) в сплаве со свинцом До второй мировой войны промышленное производство кальция электролизом было поставлено в Германии и Фракции.

В Битерфельде (Германия) в период с 1934 г по 1939 г выпускалось по 5-10 т кальция ежегодно Потребность США в кальции покрывалась импортом, составлявшим в период 1920-1940 гг 10-25 г в год. С 1940 г., когда прекратился импорт из Франции, США начали сами в значительных количествах производить кальций методом электролиза; в конце войны стали получать кальций вакуум-термическим способом; по сообщению С. Лумиса, выпуск его достигал 4,5 т в сутки. По данным Минерале Ярбук, компания Доминиум Магнезиум в Канаде выпускала кальция в год:

Сведения о масштабах выпуска кальция за последние годы отсутствуют.

Источник: https://ridoff.ru/s-chem-vstupaet-v-reakciyu-kalcii-kalcii-svoistva-kalciya-primenenie/

Кальций. Свойства кальция. Применение кальция

С чем вступает в реакцию кальций. Свойства и применение кальция

Из него сложен костный скелет, но организм не способен вырабатывать элемент самостоятельно. Речь о кальции. Взрослым женщинам и мужчинам в сутки необходимо получать не менее 800-от миллиграммов щелочноземельного металла. Извлечь его удается из овсянки, фундука, молока, ячневой крупы, сметаны, фасоли, миндаля.

Кальций содержится и в горохе, горчице, твороге. Правда, если сочетать их со сладостями, кофе, колой и продуктами, богатыми щавелевой кислотой, усвояемость элемента падает.

Желудочная среда становится щелочной, кальций захватывается в нерастворимые соли и выводится из организма. Кости и зубы начинают разрушаться. Что же такого в элементе, раз он стал одним из самых важных для живых существ и есть ли веществу применение вне их организмов?

Химические и физические свойства кальция

В периодической системе Менделеева элемент занимает 20-е место. Оно находится в главной подгруппе 2-ой группы. Период, к которому принадлежит кальций, 4-ый. Это значит, что у атома вещества 4 электронных уровня. На них расположены 20 электронов, на что указывает атомный номер элемента. Он же свидетельствует и о его заряде — +20.

Кальций в организме, как и природе, — щелочноземельный металл. Значит, в чистом виде элемент серебристо-белый, блестящий и легкий. Твердость щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных.

Показатель кальция – около 3-х баллов по шкале Мооса. Такой же твердостью обладает, к примеру, гипс. 20-ый элемент режется ножом, но значительно труднее, чем любой из просто щелочных металлов.

В чем суть названия «щелочноземельный»? Так кальций и другие металлы его группы окрестили алхимики. Оксиды элементов они именовали землями. Оксиды веществ группы кальция сообщают воде щелочную среду.

Однако, стронций, радий, барий, как и 20-ый элемент, встречаются не только в сочетании с кислородом. В природе много солей кальция. Наиболее известная из них – минерал кальцит. Углекислая форма металла – небезызвестные мел, известняк и гипс. Каждый из них, это карбонат кальция.

Есть у 20-го элемента и летучие соединения. Они окрашивают пламя в оранжево-красный, что становится одним из маркеров для определения веществ.

Горят все щелочноземельные металлы легко. Чтобы кальций вступил в реакцию с кислородом, достаточно обычных условий. Только вот в природе элемент не встречается в чистом виде, лишь в соединениях.

Окси кальция – пленка, которой покрывается металл, окажись он на воздухе. Налет желтоватый. В нем скрыты не только стандартные окислы, но и перекиси, нитриды. Окажись кальций не на воздухе, а в воде, он вытеснит из нее водород.

При этом, выпадает осадок – гидроксид кальция. Остатки чистого металла всплывают на поверхность, подталкиваемые пузырьками водорода. Та же схема работает и с кислотами. С соляной, например, в осадок выпадает хлорид кальция и выделяется водород.

Для некоторых реакций нужна повышенная температура. Если она дойдет до 842-х градусов, кальций можно расплавить. При 1 484-х по шкале Цельсия металл закипает.

Раствор кальция, как и чистый элемент, хорошо проводит тепло и электрический ток. Но, если вещество сильно нагрето, металлические свойства теряются. То есть, их нет ни у расплавленного, ни у газообразного кальция.

В организме человека элемент представлен и твердым, и жидким агрегатным состояниями. Размягченный кальций вода, которая присутствует в крови, переносит легче. За пределами костей находится лишь 1% 20-го вещества.

Однако, его транспортировка по тканям играет важную роль. Кальций крови регулирует сокращение мышц, в том числе и сердечных, поддерживает в норме артериальное давление.

Применение кальция

В чистом виде металл находит применение в сплавах свинца. Они идут на аккумуляторные решетки. Присутствие в сплаве кальция на 10-13% снижает саморазряд батарей. Это особенно важно для стационарных моделей. Из смеси свинца и 20-го элемента изготавливают, так же подшипники. Один из сплавов так и называется – подшипниковый.

На фото продукты, содержащие кальций

В сталь щелочноземельный металл добавляют, чтобы очистить сплав от примесей серы. Восстановительные свойства кальция пригождаются и при производстве урана, хрома, цезия, рубидия, циркония.

Какой кальций применяют в черной металлургии? Все тот же чистый. Разница в назначении элемента. Теперь, он играет роль флюса. Это добавка к сплавам, снижающая температуру их формирования и облегчающая отделение шлаков. Гранулы кальция засыпают в электровакуумные приборы, чтобы удалить из них следы воздуха.

48-ой изотоп кальция пользуется спросом на атомных предприятиях. Там производят сверхтяжелые элементы. Сырье получают на ускорителях ядер. Разгоняют их при помощи ионов – своеобразных снарядов. Если в их роли выступает Ca48, эффективность синтеза увеличивается в сотни раз по сравнению с использованием ионов других веществ.

В оптике 20-ый элемент ценят уже в качестве соединений. Фторид и вольфрамат кальция становятся линзами, объективами и призмами астрономических приборов. Встречаются минералы и в лазерной технике.

Фторид кальция геологи именуют флюоритом, а вольфрамид – шеелитом. Для  оптической промышленности отбирают их монокристаллы, то есть отдельные, крупные агрегаты с непрерывной решеткой и четкой формой.

В медицине, так же, прописывают не чистый металл, а вещества на его основе. Они проще усваиваются организмом. Глюконат кальция – наиболее дешевое средство, используется при остеопорозе. Препарат «Кальций Магний» прописывают подросткам, беременным женщинам и пожилым гражданам.

Им БАД нужен, чтобы обеспечить повышенную потребность организма в 20-ом элементе, избежать патологий развития. Кальциево-фосфорный обмен регулирует «Кальций Д3». «Д3» в названии средства говорит о наличии в нем витамина D. Он редок, но нужен для полноценного усвоения кальция.

Инструкция к «Кальцию никомед3» указывает, что препарат относится к фармацевтическим составам комбинированного действия.

То же говорится и о хлористом кальции. Он не только восполняет дефицит 20-го элемента, но и спасает от интоксикаций, а так же, способен заместить плазму крови.

При некоторых патологических состояниях это бывает необходимо.

В аптеках выставлен и препарат «Кальций – кислота аскорбиновая». Такой дуэт прописывают при беременности, во время кормления грудью. Нуждаются в добавке и подростки.

Добыча кальция

Кальций в продуктах, минералах, соединениях, известен человечеству издревле. В чистом же виде металл выделили лишь в 1808-ом году. Удача улыбнулась Хемфри Дэви. Английский физик добыл кальций путем электролиза расплавленных солей элемента. Этот способ применяют и сейчас.

Однако, промышленники чаще прибегают ко второму методу, открытому уже после изысканий Хемфри. Кальций восстанавливают из его оксида. Реакцию запускают порошком алюминия, иногда, кремния. Взаимодействие проходит в условиях вакуума при повышенных температурах. Впервые выделили кальций таким путем в середине прошлого века, в США.

Цена кальция

Производителей металлического кальция немного. Так, в России поставками занимается, в основном, Чапецкий Механический завод. Он находится в Удмуртии. Предприятие торгует гранулами, стружкой и кусковым металлом. Ценник за тонну сырья держится в районе 1 500 долларов.

Товар предлагают и некоторые химические лаборатории, к примеру, общество «Русский Химик». Последнее, предлагает 100-граммовый кальций. Отзывы свидетельствуют, что это порошок под маслом. Стоимость одной упаковки – 320 рублей.

Кроме предложений купить реальный кальций, в интернете торгуют и бизнес-планами по его производству. Примерно за 70 страниц теоретических выкладок просят около 200-от рублей. Большинство планов составлено в 2015-ом году, то есть, еще не утратили актуальность.

Источник: https://tvoi-uvelirr.ru/kalcij-svojstva-kalciya-primenenie-kalciya/

Урок №48. Кальций и его соединения. Жёсткость и способы её устранения – ХиМуЛя.com

С чем вступает в реакцию кальций. Свойства и применение кальция

БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕМЕТАЛЛЫ


К главной подгруппе второй группыотносятся металлы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.

Щелочноземельные металлы – кальций,стронций, барий, радий.

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

В земной коре содержится бериллия – 0,00053%, магния- 1,95%, кальция – 3,38%, стронция – 0,014%, бария – 0,026%, радий -искусственный элемент.

Встречаютсяв природе только в виде соединений – силикатов, алюмосиликатов, карбонатов,фосфатов, сульфатов и т.д.
Важнейшие минералы:

Be

3BeO • Al2O3• 6SiO2 – берилл

Mg

MgCO3 – магнезит

CaCO3 • MgCO3– доломит

KCl • MgSO4 • 3H2O– каинит

KCl • MgCl2 • 6H2O– карналлит 

MgCl2·6H2O- бишофит

Ca

CaCO3 – кальцит (известняк,мрамор и др.)

Ca3(PO4)2– апатит, фосфорит

CaSO4• 2H2O – гипс

CaSO4– ангидрит

CaF2– плавиковый шпат (флюорит)

Sr

SrSO4– целестин

SrCO3– стронцианит 

Ba

BaSO4– барит

BaCO3– витерит

ПОЛУЧЕНИЕ

1.Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF2 + Mg  t˚C→Be + MgF2

2.Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al  t˚C→3Ba + Al2O3

3.Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

 Т.к. металлы данной подгруппы сильныевосстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей.В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 дляснижения температуры плавления)

CaCl2=Ca+Cl2↑

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладаютболее высокими t°пл. и t°кип, плотностями итвердостью.

ПРИМЕНЕНИЕ

Бериллий(Амфотерен)МагнийCa, Sr, Ba, Ra
1. Изготовление теплозащитных конструкций для косм. кораблей (жаропрочность, теплоёмкость бериллия)2. Бериллиевые бронзы (лёгкость, твёрдость, жаростойкость, антикоррозионность сплавов, прочность на разрыв выше стали, можно прокатывать в ленты толщиной 0,1 мм)3. В атомных реакторах, рентгенотехнике, радиоэлектронике4. Сплав Be, Ni, W- в Швейцарии делают пружины для часовНо Be –хрупок, ядовит и  очень дорогой1. Получение металлов – магнийтермия (титан, уран, цирконий и др)2. Для получения сверхлёгких сплавов (самолётостроение, производство автомобилей)3. В оргсинтезе4. Для изготовления осветительных и зажигательных ракет.1. Изготовление свинцово-кадмиевых сплавов, необходимых при производстве подшипников.2. Стронций – восстановитель в производстве урана.Люминофоры – соли стронция.3. Используют в качестве геттеров, веществ для создания вакуума в электроприборах.Кальций РИСУНОК 1РИСУНОК  2Получение редких металлов, входит в состав сплавов.БарийГазопоглотитель в электронно-лучевых трубках.РадийРентгенодиагностика, исследовательские работы.

ХИМИЧЕСКИЕСВОЙСТВА

1.     Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активностьметаллов и их восстановительная способность увеличивается в ряду:Be–Mg–Ca–Sr–Ba

2.     Обладают положительной валентностью +2.

3.     Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4.     С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.

5.     Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выраженаслабее, чем для щелочных металлов.

1.      Реакция с водой.

Вобычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтомуони устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний реагирует и образует основание Mg(OH)2.

В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются вводе с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:

Ca+ 2H2O → Ca(OH)2 + H2­ 

2.      Реакция скислородом.

Всеметаллы образуют оксиды RO, барий образует пероксид – BaO2: 

2Mg + O2 → 2MgO

Ba + O2 → BaO2

Опыт “Горение кальция на воздухе”

3.      С другиминеметаллами образуются бинарные соединения: 

Be + Cl2 → BeCl2(галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N2 → Mg3N2(нитриды)

Ca + H2 → CaH2(гидриды)

Ca + 2C → CaC2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba3P2(фосфиды) 

Бериллийи магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами. 

4.      Все металлырастворяются в кислотах: 

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2­

Mg + H2SO4(разб.) →  MgSO4 + H2­ 

Бериллийтакже растворяется в водных растворах щелочей: 

Be + 2NaOH + 2H2O→ Na2[Be(OH)4] + H2­

5.      Качественнаяреакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующиецвета:

Ca2+- темно-оранжевый

Sr2+-темно-красный

Ba2+- светло-зеленый

КатионBa2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или еесолями:

BaCl2+ H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2++SO42-→ BaSO4↓ 

Сульфатбария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Оксидыщелочноземельных металлов

Получение

1)    Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2)    Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3  t˚C→CaO + CO2­

2Mg(NO3)2 t˚C→ 2MgO + 4NO2­ + O2­

Химическиесвойства

Типичныеосновные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами

СаO + H2O →  Са(OH)2

3CaO + P2O5 →  Ca3(PO4)2

BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

BeO- амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H2O→  Na2[Be(OH)4]

Гидроксидыщелочноземельных металлов R(OH)2

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H2O  →  Ba(OH)2 + H2­

CaO (негашенаяизвесть) + H2O →  Ca(OH)2(гашенаяизвесть)  -опыт

Химическиесвойства

ГидроксидыR(OH)2 – белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чемгидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается суменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде,растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличениематомного номера:

Be(OH)2– амфотерный гидроксид

Mg(OH)2– слабое основание

Са(OH)2 – щелочь

остальныегидроксиды – сильные основания (щелочи).

1)    Реакции с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + СO2→ CaСO3↓ + H2O ! Качественная реакция на углекислый газ

Ba(OH)2 + SO2→ BaSO3↓ + H2O

2)     Реакции с кислотами:

Ba(OH)2 + 2HNO3→ Ba(NO3)2 + 2H2O

3)     Реакции обмена ссолями:

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓+ 2KOH

4)    Реакция гидроксида бериллия со щелочами:

Be(OH)2 + 2NaOH →Na2[Be(OH)4]

Жесткость воды

Природнаявода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой.Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевыепродукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловленаприсутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная)  жесткость – хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматриваетсякак сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости водыосуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+ (см. способы устранения жёсткости воды):

1)    кипячением:

Сa(HCO3)2  t˚C→ CaCO3↓+CO2­ + H2O

Mg(HCO3)2 t˚C→ MgCO3↓+ CO2­ + H2O

2)    добавлением известкового молока:

Ca(HCO3)2+ Ca(OH)2  →  2CaCO3↓ + 2H2O

3)     добавлениемсоды:

Ca(HCO3)2+ Na2CO3 →CaCO3↓+ 2NaHCO3

CaSO4 + Na2CO3→ CaCO3↓ + Na2SO4

MgCl2 + Na2CO3→ MgCO3↓ + 2NaCl

4)пропусканиемчерез ионнообменную смолу

а) катионныйобмен:

2RH+ Ca2+ → R2Ca + 2H+

б) анионный обмен:

2ROH + SO42- → R2SO4 + 2OH-

(гдеR – сложный органический радикал)

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр№1 ” Строение атомов элементов главной подгруппы II группы и изменениесвойств атомов с увеличением порядкового номера элемента”

Тренажёр№2 ” Уравнения реакций магния и щелочноземельных металлов скислородом”

Тренажёр№3 “Уравнения реакций, характеризующих химические свойства оксидов магнияи щелочноземельных металлов”

Тренажёр№4 ” Характеристика реакции гидроксида кальция с соляной кислотой”

Тренажёр№5 ” Характеристика кальция по положению в Периодической системе Д. И.Менделеева”

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1.Используя дополнительные источники и учебник, заполните таблицу «Соединениякальция»

Название веществаХимическая формулаФизические свойстваПрактическое значение
Гашёная известь
Негашёная известь
Известковое молоко
Известковая вода
Гипс природный
Жжёный гипс

№2.Составьте уравнения реакций для осуществления следующих превращений:
Ca -> CaO -> Ca(OH)2 -> CaCO3 -> CaO ->CaCl2 -> Ca3(PO4)2
Уравнение последней реакции запишите не только в молекулярном, но и в ионномвиде.

№3.Дайте характеристику КАЛЬЦИЮ по плану:1. Положение в ПСХЭ2. Строение атома3. Физические свойства4. Получение5. Химические свойства (запишите УХР кальция с кислородом, серой, солянойкислотой, водой, водородом, хлором)

6. Применение кальция.

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no48-kalcij-i-ego-soedinenia-zeestkost-i-sposoby-eee-ustranenia

Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой

С чем вступает в реакцию кальций. Свойства и применение кальция
[Deposit Photos]

Кальций располагается в четвертом большом периоде, второй группе, главной подгруппе, порядковый номер элемента — 20. Согласно периодической таблице Менделеева, атомный вес кальция — 40,08. Формула высшего оксида — СаО. Кальций имеет латинское название cal­ci­um, поэтому символ атома элемента — Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях кальций — это металл серебристо-белого цвета. Имея высокую химическую активность, элемент способен образовывать множество соединений разных классов. Элемент представляет ценность для технических и промышленных химических синтезов.

Металл широко распространен в земной коре: его доля составляет около 1,5 %. Кальций относится к группе щелочноземельных металлов: при растворении в воде он дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и солей.

Морская вода содержит кальций в больших концентрациях (400 мг/л).

Чистый натрий [Wikimedia]

Характеристики кальция зависят от строения его кристаллической решетки. У этого элемента она бывает двух типов: кубическая гранецентрическая и объемноцентрическая. Тип связи в молекуле кальция — металлический.

Природные источники кальция:

  • апатиты;
  • алебастр;
  • гипс;
  • кальцит;
  • флюорит;
  • доломит.

Физические свойства кальция и способы получения металла

В обычных условиях кальций находится в твердом агрегатном состоянии. Металл плавится при 842 °С. Кальций является хорошим электро- и теплопроводником. При нагревании он переходит сначала в жидкое, а затем в парообразное состояние и теряет металлические свойства. Металл является очень мягким и режется ножом. Кипит при 1484 °С.

Под давлением кальций теряет металлические свойства и способность к электропроводимости. Но затем металлические свойства восстанавливаются и проявляются свойства сверхпроводника, в несколько раз превышающего по своим показателям остальные элементы.

Кальций долго не удавалось получить без примесей: из-за высокой химической активности этот элемент не встречается в природе в чистом виде. Элемент был открыт в начале XIX века. Кальций как металл впервые синтезировал британский химик Гемфри Дэви.

Ученый обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. В наши дни электролиз солей кальция (смеси хлоридов кальция и калия, смеси фторида и хлорида кальция) остается самым актуальным способом получения металла.

Кальций также извлекают из его оксида с помощью алюминотермии — распространенного в металлургии метода.

Химические свойства кальция

Кальций — активный металл, вступающий во многие взаимодействия. При нормальных условиях он легко реагирует, образуя соответствующие бинарные соединения: с кислородом, галогенами.

Нажмите здесь, чтобы узнать больше о соединениях кальция. При нагревании кальций реагирует с азотом, водородом, углеродом, кремнием, бором, фосфором, серой и другими веществами.

На открытом воздухе мгновенно взаимодействует с кислородом и углекислым газом, поэтому покрывается серым налетом.

Бурно реагирует с кислотами, при этом иногда воспламеняется. В солях кальций проявляет интересные свойства. Например, пещерные сталактиты и сталагмиты — это карбонат кальция, постепенно образовавшийся из воды, углекислого газа и гидрокарбоната в итоге процессов внутри подземных вод.

Из-за высокой активности в обычном состоянии кальций хранится в лабораториях в темной герметичной стеклянной посуде под слоем парафина или керосина. Качественная реакция на ион кальция — окрашивание пламени в насыщенный кирпично-красный цвет.

Кальций окрашивает пламя в красный цвет [Wikimedia]

Идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым осадкам некоторых солей элемента (фторид, карбонат, сульфат, силикат, фосфат, сульфит).

Реакция воды с кальцием

Кальций хранят в банках под слоем защитной жидкости. Чтобы провести опыт, демонстрирующий, как происходит реакция воды и кальция, нельзя просто достать металл и отрезать от него нужный кусочек. Металлический кальций в лабораторных условиях проще использовать в виде стружки.

Если металлической стружки нет, а в банке есть только большие куски кальция, потребуются пассатижи или молоток. Готовый кусочек кальция нужного размера помещают в колбу или стакан с водой. Кальциевую стружку кладут в посуду в марлевом мешочке.

Кальций опускается на дно, и начинается выделение водорода (сначала в месте, где находится свежий излом металла). Постепенно с поверхности кальция выделяется газ. Процесс напоминает бурное кипение, одновременно образовывается осадок гидроксида кальция (гашёная известь).

Гашение извести [Flickr]

Кусок кальция всплывает, подхваченный пузырьками водорода. Примерно через 30 секунд кальций растворяется, а вода из-за образования взвеси гидроксида становится мутно-белой.

Если реакцию проводить не в стакане, а в пробирке, можно наблюдать выделение тепла: пробирка быстро становится горячей.

Реакция кальция с водой не заканчивается эффектным взрывом, но взаимодействие двух веществ протекает бурно и выглядит зрелищно. Опыт безопасен.

Если мешочек с оставшимся кальцием вынуть из воды и подержать на воздухе, то через некоторое время в результате продолжающейся реакции наступит сильное разогревание и оставшаяся в марле вода закипит.

Если часть помутневшего раствора отфильтровать через воронку в стакан, то при пропускании через раствор оксида углерода CO₂ получится осадок.

Для этого не нужен углекислый газ — можно продувать выдыхаемый воздух в раствор через стеклянную трубочку.

Источник: https://melscience.com/RU-ru/articles/himicheskie-i-fizicheskie-svojstva-kalciya-ego-vza/

Кальций — Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия — статья

С чем вступает в реакцию кальций. Свойства и применение кальция
Природный кальций состоит из смеси нуклидов с массовыми числами 40 (в смеси по массе 96, 94 %), 44 (2, 09%), 42 (0, 667%), 48 (0, 187%), 43 (0, 135%) и 46 (0, 003%). Конфигурация внешнего электронного слоя 4s2. Практически во всех соединениях степень окисления кальция +2 (валентность II).

Радиус нейтрального атома кальция 0, 1974 нм, радиус иона Cа2+ от 0, 114 нм (для координационного числа 6) до 0, 148 нм (для координационного числа 12). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома кальция равны, соответственно, 6, 133, 11, 872, 50, 91, 67, 27 и 84, 5 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность кальция около 1, 0.

В свободном виде кальций — серебристо-белый металл.

Соединения кальция встречаются в природе повсеместно, поэтому человечество знакомо с ними с древнейших времен. Издавна в строительном деле находила применение известь (негашеная и гашеная), которую долгое время считали простым веществом, «землей». Однако в 1808 году английский ученый Г. Дэви сумел получить из извести новый металл.

Для этого Дэви подверг электролизу смесь слегка увлажненной гашеной извести с окисью ртути и выделил из образующейся на ртутном катоде амальгамы новый металл, который он назвал кальцием (от лат. calx, род. падеж calcis — известь). В России некоторое время этот металл называли «известковием».Кальций — один из наиболее распространенных на Земле элементов.

На его долю приходится 3, 38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.).

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк СaCO3, ангидрит CaSO4 и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F, Cl, OH), доломит MgCO3·СaCO3.

Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca5(PO4)3(OH), 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.

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:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях (см. Аллотропия). 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). Температура плавления кальция 839 °C, температура кипения 1484 °C, плотность 1, 55 г/см3.

Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных 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 щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина.

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:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2.

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

2Са + О2= 2СаО; Са + Br2= CaBr2.

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Са + Н2= СаН2 (гидрид кальция),

Ca + 6B = CaB6 (борид кальция),

3Ca + N2= Ca3N2 (нитрид кальция)

Са + 2С = СаС2 (карбид кальция)

3Са + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;

2Ca + Si = Ca2Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (т. е. эти реакции — экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2,

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NН3.

Оксид кальция — типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:

CaCO3 = CaO + CO2.

Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.

https://www.youtube.com/watch?v=fFuA8XC8tIM

Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН)2 и выделением большого количества теплоты:

CaО + Н2О = Ca(ОН)2.

Полученный таким способом Ca(ОН)2 обычно называют гашеной известью или известковым молоком из-за того, что растворимость гидроксида кальция в воде невелика (0, 02 моль/л при 20°C), и при внесении его в воду образуется белая суспензия.

При взаимодействии с кислотными оксидами CaO образует соли, например:

CaО +СО2 = СаСО3; СаО + SO3 = CaSO4.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя 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, средний ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что в отличие от среднего 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:

СаСО3 + СО2+ Н2О = Са(НСО3)2.

В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2+ Н2О.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы (см. Карст), а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жесткость воды.

Временной ее 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.Природные соединения кальция широко используют в производстве вяжущих материалов (цемент, гипс, известь и др.).

Связывающее действие гашеной извести основано на том, что с течением времени гидроксид кальция реагирует с углекислым газом воздуха. В результате протекающей реакции образуются игольчатые кристаллы кальцита СаСОз, которые прорастают в расположенные рядом камни, кирпичи, другие строительные материалы и как бы сваривают их в единое целое.

Кристаллический карбонат кальция — мрамор — прекрасный отделочный материал. Мел используют для побелки. Большие количества известняка расходуются при производстве чугуна, так как позволяют перевести тугоплавкие примеси железной руды (например, кварц SiO2) в сравнительно легкоплавкие шлаки.

В качестве дезинфицирующего средства очень эффективна хлорная известь — «хлорка» Ca(OCl)Cl — смешанный хлорид и гипохлорид кальция, обладающий высокой окислительной способностью.

Широко применяется и сульфат кальция, существующий как в виде безводного соединения, так и в виде кристаллогидратов — так называемого «полуводного» сульфата — алебастра CaSO4·0, 5H2O и двухводного сульфата — гипса CaSO4·2H2O. Гипс широко используют в строительстве, в скульптуре, для изготовления лепнины и различных художественных изделий. Применяют гипс и в медицине для фиксации костей при переломах.

Хлорид кальция CaCl2 используют наряду с поваренной солью для борьбы с оледенением дорожных покрытий. Фторид кальция СаF2 — прекрасный оптический материал.

Кальций — биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции.

В составе апатита, а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани. В организме человека массой 70 кг содержится около 1 кг кальция.

Кальций участвует в работе ионных каналов, осуществляющих транспорт веществ через биологические мембраны, в передаче нервного импульса, в процессах свертывания крови и оплодотворения. Регулируют обмен кальция в организме кальциферолы (витамин D).

Недостаток кальция в организме в младенчестве может привести к заболеванию рахитом, а в зрелом возрасте — к остеопорозу. Избыток кальция может вызвать гиперкальцемию и привести к заболеванию кальцинозом.

Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция (600-1500 мг кальция в сутки в зависимости от возраста). кальция высоко, в некоторых семенах и плодах растений и других продуктах питания, и относительно высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко). Препараты кальция широко используются в медицине.Авторы: С.С. Бердоносов, П.С. Бердоносов

Наибольшее количество кальция содержат следующие продукты:

Продукт

Количество кальция (мг)
в 100 г продукта

МакСемена кунжутаТвердые сырыКрапиваСардины в маслеПодорожникСемена подсолнечникаБазиликПлоды шиповникаМиндальПетрушкаЛесной орехСемя амарантаЛистья кресс-салатаФасольМолоко коровье

Творог обезжиренный

1460670 – 1000800 – 1200713400 – 450412250 – 300370257250 – 270245225214180 – 200180 – 200120

100– 120

Потребность в кальции зависит от возраста. Рекомендуемые Всемирной организацией здравоохранения (ВОЗ) суточные нормы потребления кальция составляют:

  • Для детей в возрасте до 3 лет — 600 мг.
  • Для детей в возрасте от 4 до 10 лет — 800 мг.
  • Для детей в возрасте от 10 до 13 лет — 1000 мг.
  • Для подростков от 13 до 16 лет — 1200 мг.
  • Для молодежь от 16 лет и старше — 1000 мг.
  • Для взрослых от 25 до 50 лет — от 800 до 1200 мг.
  • Родякин В. В. Кальций, его соединения и сплавы. М. 1967.
  • Родякин В. В. Кальций, его соединения и сплавы. М., 1967.
  • Фрумина Н. С. и др. Аналитическая химия кальция. М., 1974.

Источник: https://megabook.ru/article/%D0%9A%D0%B0%D0%BB%D1%8C%D1%86%D0%B8%D0%B9

Мед-Центр Здоровье
Добавить комментарий