Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии

Шиманович И. Л. Химия: методические указания, программа, решение типовых задач, программированные вопросы для самопроверки и контрольные задания для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей вузов / И. Л. Шиманович. – 3-е изд., испр. – М.: Высш. шк., 2003. – 128 с.

321. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль окислителя и в которых – восстановителя. Решение

322. Напишите уравнения реакций натрия с водородом, кислородом, азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций? Решение

323. Напишите уравнения реакций с водой следующих соединений натрия: Na2O2, Na2S, NaH, Na3N. Решение

324. Как получают металлический натрий? Составьте электронные уравнения процессов, проходящих на электродах при электролизе расплава NaOH. Решение

325. Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? На основании электронных уравнений напишите уравнения реакций Н2О2: а) с Аg2О; б) с KI. Решение с ключом

326. Почему пероксид водорода способен диспропорционировать (самоокисляться – самовосстанавливаться)? Составьте электронные и молекулярные уравнения процесса разложения Н2О2. Решение с ключом

327. Как можно получить гидрид и нитрид кальция? Напишите уравнения реакций этих соединений с водой. К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения. Решение

328. Назовите три изотопа водорода. Укажите состав их ядер. Что такое тяжелая вода? Как она получается и каковы ее свойства? Решение с ключом

329. Гидроксид какого из s-элементов проявляет амфотерные свойства? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций этого гидроксида: а) с кислотой, б) со щелочью. Решение с ключом

330. При пропускании диоксида углерода через известковую воду [раствор Ca(OH)2] образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО2 растворяется. Дайте объяснение этому явлению. Составьте уравнения реакций. Решение с ключом

331. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) бериллия с раствором щелочи; б) магния с концентрированной серной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления. Решение с ключом

332. При сплавлении оксид бериллия взаимодействует с диоксидом кремния и с оксидом натрия. Напишите уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах ВеО говорит эти реакции? Решение

333. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства? Решение с ключом

334. Как можно получить карбид кальция? Что образуется при его взаимодействии с водой? Напишите уравнения соответствующих реакций. Решение с ключом

335. Как можно получить гидроксиды щелочных металлов? Почему едкие щелочи необходимо хранить в хорошо закрытой посуде? Составьте уравнения реакций, происходящих при насыщении гидроксида натрия а) хлором; б) оксидом серы SO3; в) сероводородом. Решение с ключом

336. Чем можно объяснить большую восстановительную способность щелочных металлов. При сплавлении гидроксида натрия с металлическим натрием последний восстанавливает водород щелочи в гидрид-ион. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции. Решение

337. Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии для получения некоторых металлов из их соединений? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: a) c V2O5; б) с CaSO4. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления. Решение с ключом

338. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения. Решение с ключом

339. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кальция с водой; б) магния с азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления. Решение с ключом

340. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:

Са→СаН2→Са(ОН)2→СаСО3→Са(НСО3)2

Решение с ключом

Источник

Главное применение металлического кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.

Металлотермия

Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редких металлов.

Легирование сплавов

Чистый кальций применяется для легирования свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов с малым саморазрядом. Также металлический кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.

Ядерный синтез

Изотоп 48Ca — наиболее эффективный и употребительный материал для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Например, в случае использования ионов 48Ca для получения сверхтяжёлых элементов на ускорителях ядра этих элементов образуются в сотни и тысячи раз эффективней, чем при использовании других «снарядов» (ионов).

Гидрид кальция. Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH2 (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.

Оптические и лазерные материалы.Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.

Карбид кальция. Карбид кальция CaC2 широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).

Химические источники тока. Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода(например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей — чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объему. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать колоссальную электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и.др.).

Огнеупорные материалы. Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.

Лекарственные средства. Соединения кальция широко применяются в качестве антигистаминного средства.

Хлорид кальция

Глюконат кальция

Глицерофосфат кальция

Кроме того, соединения кальция вводят в состав препаратов для профилактики остеопороза, в витаминные комплексы для беременных и пожилых.

Источник

Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии

06.02.2017

Первые систематические исследования и разработка процессов металлотермического восстановления соединений металлов другими, более активными металлами были проведены русским химиком Н.Н. Бекетовым в 1850—1860 гг.
H.Н. Бекетов в 1859 г. исследовал процессы восстановления окислов различных металлов алюминием, открыв процесс алюминотермии, изучил процесс вытеснения алюминия магнием из криолита (Na3AlF6) и т. д.
В настоящее время для производства различных безуглеродистых металлов и сплавов, в частности ферросплавов, широкое распространение получили методы восстановления окислов или природных окисных минералов алюминием («алюминотермия») и кремнием («силикотермия»), а в производстве редких металлов, кроме того, используются и более дорогие восстановители — натрий, кальций, магний.
Выбор восстановителя, а также, если возможно, и восстанавливаемого соединения определяется следующими основными физико-химическими факторами.
1. Необходимо, чтобы химическое сродство восстановителя к элементу, входящему в соединение с восстанавливаемым металлом, было больше, чем химическое сродство элементов, составляющих восстанавливаемое соединение, т. е., чтобы изменение запаса свободной энергии системы (ΔF°) имело отрицательный знак (свободная энергия должна выделяться).

MeX + Me’ = Me’ X + Me,
ΔF° = —N кал,

где MeX — восстанавливаемое соединение данного металла с кислородом, хлором, фтором и т. п.;
Me’ — восстановитель.
Другими словами, нужно, чтобы в условиях восстановления (при данных температуре и давлении) убыль свободной энергии при образовании соединения Me’X была больше, чем убыль свободной энергии при образовании соединения MeX.
2. Если требуется получить восстанавливаемый металл высокой степени чистоты, то нужнo, чтобы восстановителе не образовывал с восстанавливаемым металлом соединений, сплавов, твердых растворов и чтобы избыток восстановителя, а также и побочный продукт реакции Me’X полностью отделялись от восстановленного металла (отмывкой, отшлаковыванием, отгонкой и т. п.).
3. Наконец, важнейшим фактором при выборе восстановителя и восстанавливаемого соединения является технико-экономическая характеристика процесса: степень извлечения восстанавливаемого металла в готовый продукт, качество последнего, стоимость восстановителя и величина других расходов в пересчете на единицу готового продукта.
В табл. 40 приведены величины убыли свободной энергии (—ΔF°298) при нормальных (стандартных) условиях (т. е. при давлении 1 ат и температуре 25°) для соединений различных металлов с кислородом, хлором и фтором. Для возможности сравнения цифры пересчитаны на 1 г*атом кислорода, хлора, фтора.

Основные сведения по металлотермии

В той же таблице приведены теплоты образования (—ΔН°) тех же соединений, которые хотя и не могут служить мерилом химической прочности того или иного соединения, но в большинстве случаев порядок расположения однотипных соединений в ряду их нарастающей химической прочности по величинам —ΔF° совпадает с порядком их расположения по величинам —ΔН°.
Необходимо также учитывать, что при восстановлении того или иного соединения до металла реакция иногда проходит через промежуточные соединения, например через низшие окислы, химическая прочность которых (т. е. свободная энергия образования на 1 г*атом кислорода), как правило, значительно выше, чем химическая прочность высшего окисла. В этих случаях при отсутствии данных, характеризующих химическую прочность низшего окисла, может произойти ошибка, если оценивать возможность полного восстановления металла только по характеристикам химической прочности его высшего окисла. То же может относиться к галоидным соединениям и др.
Так, например, при сравнении химической прочности TiO2 и MgO можно придти к ошибочному заключению, что металлический титан может быть легко восстановлен магнием до металла из TiO2, однако это не так, потому что низший окисел титана TiO обладает намного большей химической прочностью чем TiO2, и большей чем MgO.
С изменением температуры величины свободных энергий реакции изменяются. Однако в большинстве случаев относительное расположение соединений по порядку возрастающих величин свободных энергий их образования (как, например, представлено в табл. 40) остается неизменным в довольно широких интервалах температур, что можно видеть на рис. 80 и 81, на которых изображена зависимость свободной энергии образования некоторых соединений от температуры.
Как видно из данных табл. 40 и на рис. 80 и 81, из распространенных металлов, могущих служить восстановителями, наибольшим сродством к кислороду обладают кальций, магний и алюминий (для некоторых процессов восстановления окислов, глазным образом в производстве ферросплавов, применяется и кремний); а к хлору и фтору — натрий, кальций, магний.
В тех случаях, когда один из компонентов металлотермической реакции обладает в пределах температур, используемых для восстановления, заметной упругостью испарения, изменение давления может существенно повлиять на ход реакции и даже изменить ее направление.
Так, например, при атмосферном давлении в герметичном равномерно обогреваемом аппарате окись алюминия восстанавливается кальцием в соответствии с большей величиной убыли свободной энергии при образовании CaO (см. табл. 40 и рис. 80). В вакууме в условиях, в которых становится возможным процесс испарения одного из компонентов реакции, а именно кальция, реакция идет в сторону восстановления окиси кальция алюминием.
Поэтому для реакций, в которых участвуют вещества с заметной величиной упругости испарения при температурах восстановления, важное значение имеет устройство аппарата для восстановления и условия выполнения металлотермического процесса.
Так, восстановление таких химически прочных окислов, как TiO2, ZrO2 и т. п., кальцием обычно проводится при температуре около 1000°, когда упругость паров кальция сравнительно велика и достигает примерно 11 мм рт. ст.
При проведении кальциетермического процесса в вакууме (с целью устранения возможности поглощения газов восстанавливаемым металлом) в герметичном реакторе, помещенном в печь при 1000°, наблюдается возгонка и конденсация кальция на крышке аппарата, которая находится при более низкой температуре. Тем самым часть кальция удаляется из сферы реакции.
Устранение этого нежелательного явления достигается введением в реакционное пространство инертных газов аргона или гелия для уменьшения скорости испарения кальция.
Важным фактором, определяющим условия проведения металлотермического процесса, является величина теплового эффекта реакции:

MeX + Mе’ = Me’X + Me + Q.

При восстановлении соединений MeX с большой химической прочностью выделяющегося тепла обычно недостаточно для разогрева всей шихты до температуры, необходимой для самопроизвольного прохождения реакции, и в этих случаях требуется внешний подогрев реактора.
Наоборот, при восстановлении соединений MeX с небольшой химической прочностью металлом-восстановителем, обладающим большим сродством к элементу X, обычно выделяется большое количество тепла, достаточное для поддержания шихты при нужной температуре, и процесс не требует внешнего подогрева.
В ряде случаев тепловой эффект реакции настолько велик, что реакция идет слишком бурно, происходит интенсивное выделение газов, заключенных в порах шихты, которое может привести к выбросу части шихты из реактора, если он не герметичен, или к разрушению реактора, если последний герметичен.
В таких случаях приходится искусственно замедлять процесс добавлением в исходную шихту флюсов, поглощающих часть выделяющегося тепла для их прогрева и расплавления, а также замедляющих процесс за счет разубоживания шихты.
Добавление флюсов практикуется также и для получения легкоплавкого и жидкотекучего шлака с целью, например, защиты образующегося металла (особенно если он выделяется в порошкообразной форме) от окисления при высокой температуре, если реактор не герметичен и не заполнен инертным газом.
В ряде случаев металлотермического восстановления окислов тугоплавких металлов приходится добавлять флюсы даже в условиях, исключающих возможность загрязнения продукта восстановления газами с целью частичного или полного растворения в легкоплавком флюсе образующихся тугоплавких окислов металла-восстановителя (например, CaO), препятствующих образованию крупных частиц порошка восстанавливаемого металла.
Крупные частицы порошка восстанавливаемого металла необходимо получать в тех случаях, когда он в мелкозернистом состоянии может заметно окисляться при последующей отмывке побочных продуктов восстановления водой или водными растворами кислот.
Для характеристики наиболее распространенных металлов восстановителей и продуктов металлотермических реакций в табл. 41 приведены их температуры плавления и кипения.
Количество тепла, выделяющегося при металлотермическом процессе, в ряде случаев достаточно для того, чтобы реакция протекала самопроизвольно, за счет теплоты процесса.
Для определения возможности протекания самопроизвольного процесса или необходимости подогрева нужно знать величину удельного теплового эффекта q, представляющего собой количество тепла, приходящегося на 1 г шихты.

Основные сведения по металлотермии

Так, например, для самопроизвольного протекания алюминотермических процессов восстановления окислов железа и марганца с развитием температуры выше точек плавления железа и марганца оптимальным удельным тепловым эффектом считается около 500—550 кал на 1 г шихты (правило С.Ф. Жемчужного).
Максимальный удельный тепловой эффект достигается при стехиометрическом соотношении компонентов в шихте. Избыток либо восстановителя, либо восстанавливаемого соединения, не участвуя в реакции, поглощает часть тепла на разогрев или расплавление и тем самым снижает удельный тепловой эффект.
В некоторых случаях, когда удельный тепловой эффект реакции недостаточен для самопроизвольного протекания реакции, к шихте помимо основных реагентов добавляют вспомогательный реагент — активатор. Последний, взаимодействуя с металлом-восстановителем с образованием большего удельного теплового эффекта, увеличивает общий удельный тепловой эффект по отношению ко всей шихте. Например, в алюминотермических процессах с этой целью добавляют иногда гипс, который весьма активно реагирует с алюминием:

3CaSO4 + 8Al = 3CaS + 4Аl2O3 + 1312 ккал.

Естественно, что в этих случаях надо создать в шихте соответствующий избыток восстановителя, необходимый для взаимодействия с дополнительным реагентом — активатором процесса.

Производство металлических тантала и ниобия
Переработка титано-ниобиево-танталового сырья по способу хлорирования
Отделение ниобия от титана при гидролизе сернокислого раствора
Отделение титана от ниобия и тантала
Переработка титано-тантало-ниобиевых концентратов
Разложение танталита-колумбита плавиковой кислотой
Разделение ниобия и тантала методом экстракции
Разделение тантала и ниобия
Переработка танталита-колумбита по способу сплавления с едким кали или поташом
Переработка танталита-колумбита по способу сплавления с едким натром

Источник

Кальций
Умеренно твёрдый, серебристо-белый металл
Кальций в атмосфере аргона
Название, символ, номер	Кальций/Calcium (Ca), 20
Атомная масса (молярная масса)	40,078(4) а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 4s2
Радиус атома	197 пм
Ковалентный радиус	174 пм
Радиус иона	(+2e) 99 пм
Электроотрицательность	1,00 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	−2,76 В
Степени окисления	2
Энергия ионизации (первый электрон)	589,4 (6,11) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.)	1,55 г/см³
Температура плавления	1112 К; 838,85 °C
Температура кипения	1757 К; 1483,85 °C
Уд. теплота плавления	9,20 кДж/моль
Уд. теплота испарения	153,6 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	25,9 Дж/(K·моль)
Молярный объём	29,9 см³/моль
Структура решётки	кубическая гранецентрированная
Параметры решётки	5,580 Å
Температура Дебая	230 K
Теплопроводность	(300 K) (201) Вт/(м·К)
Номер CAS	7440-70-2

Кальций (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.

История и происхождение названия

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

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.

Изотопы

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.

В горных породах и минералах

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].

Кальций

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

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:

CaCO3 + H2O + CO2 ⇄ Ca(HCO3)2 ⇄ Ca2+ + 2HCO3−

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

Огромную роль играет биогенная миграция.

В биосфере

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·Ca(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 % Ca (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение

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 4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca

Физические свойства

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 ΔH0 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).

Кальций

Химические свойства

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:

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑

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

2Ca + O2 → 2CaO Ca + Br2 → CaBr2

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:

Ca + H2 → CaH2 Ca + 6B → CaB6 3Ca + N2 → Ca3N2 Ca + 2C → CaC2 6Ca + P4 → 2Ca3P2 2Ca + Si → Ca2Si

Кроме получающихся в этих реакциях фосфида кальция Ca3P2 и силицида кальция Ca2Si, известны также фосфиды кальция составов CaP и CaP5 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:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑ Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3↑

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

Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, йодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат CaC2O4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция CaCO3, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Ca(HCO3)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

CaCO3 + CO2 + H2O ⇄ Ca(HCO3)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 CaCO3. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

Применение

Главное применение металлического кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудно восстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом применяются в некоторых видах аккумуляторных батарей и при производстве подшипников. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов. Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редкоземельных элементов.

Кальций широко применяется в металлургии для раскисления стали наряду с алюминием или в сочетании с ним. Внепечная обработка кальцийсодержащими проволоками занимает ведущее положение в связи с многофакторностью влияния кальция на физико-химическое состояние расплава, макро- и микроструктуры металла, качество и свойства металлопродукции и является неотъемлемой частью технологии производства стали. В современной металлургии для ввода в расплав кальция используется инжекционная проволока, представляющая из себя кальций (иногда силикокальций или алюмокальций) в виде порошка или прессованного металла в стальной оболочке. Наряду с раскислением (удалением растворенного в стали кислорода) использование кальция позволяет получить благоприятные по природе, составу и форме неметаллические включения, не разрушающиеся в ходе дальнейших технологических операций.

Изотоп 48Ca — один из эффективных и употребительных материалов для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Это связано с тем, что кальций-48 является дважды магическим ядром, поэтому его устойчивость позволяет ему быть достаточно нейтроноизбыточным для лёгкого ядра; при синтезе сверхтяжёлых ядер необходим избыток нейтронов.

Биологическая роль

Основная статья: Кальций в живых организмах

Кальций — распространённый макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят «скелеты» большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−4 ммоль/л, в межклеточных жидкостях около 2,5 ммоль/л.

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых в возрасте 19—50 лет и детей 4—8 лет включительно дневная потребность (RDA) составляет 1000 мг, а для детей в возрасте от 9 до 18 лет включительно — 1300 мг в сутки . В подростковом возрасте потребление достаточного количества кальция очень важно из-за интенсивного роста скелета. Однако по данным исследований в США всего 11 % девочек и 31 % мальчиков в возрасте 12—19 лет достигают своих потребностей. В сбалансированной диете большая часть кальция (около 80 %) поступает в организм ребёнка с молочными продуктами. Оставшийся кальций приходится на зерновые (в том числе цельнозерновой хлеб и гречку), бобовые, апельсины, зелень, орехи. Всасывание кальция в кишечнике происходит двумя способами: через клетки кишечника (трансцеллюлярно) и межклеточно (парацелюллярно). Первый механизм опосредован действием активной формы витамина D (кальцитриола) и её кишечными рецепторами. Он играет большую роль при малом и умеренном потреблении кальция. При большем содержании кальция в диете основную роль начинает играть межклеточная абсорбция, которая связана с большим градиентом концентрации кальция. За счёт чрезклеточного механизма кальций всасывается в большей степени в двенадцатиперстной кишке (из-за наибольшей концентрации там рецепторов в кальцитриолу). За счёт межклеточного пассивного переноса абсорбция кальция наиболее активна во всех трёх отделах тонкого кишечника. Всасыванию кальция парацеллюлярно способствует лактоза (молочный сахар).

Усвоению кальция препятствуют некоторые животные жиры (включая жир коровьего молока и говяжий жир, но не сало) и пальмовое масло. Содержащиеся в таких жирах пальмитиновая и стеариновая жирные кислоты отщепляются при переваривании в кишечнике и в свободном виде прочно связывают кальций, образуя пальмитат кальция и стеарат кальция (нерастворимые мыла). В виде этого мыла со стулом теряется как кальций, так и жир. Этот механизм ответственен за снижение всасывания кальция, снижение минерализации костей и снижение косвенных показателей их прочности у младенцев при использовании детских смесей на основе пальмового масла (пальмового олеина). У таких детей образование кальциевых мыл в кишечнике ассоциируется с уплотнением стула, уменьшением его частоты, а также более частым срыгиванием и коликами.

Концентрация кальция в крови из-за её важности для большого числа жизненно важных процессов точно регулируется, и при правильном питании и достаточном потреблении обезжиренных молочных продуктов и витамина D дефицита не возникает. Длительный дефицит кальция и/или витамина D в диете приводит к увеличению риска остеопороза, а в младенчестве вызывает рахит.

Избыточные дозы кальция и витамина D могут вызвать гиперкальцемию. Максимальная безопасная доза для взрослых в возрасте от 19 до 50 лет включительно составляет 2500 мг в сутки (около 340 г сыра Эдам).

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева