Какое свойство кальция позволяет применят 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
Лекция 7
Металлотермия
Честь открытия в 1856 г. и первого практического применения металлотермии принадлежит Николаю Николаевичу Бекетову – выдающемуся русскому физико-химику и металлургу.
Металлотермия – это металлургический процесс, в основе которого лежит реакция восстановления металла из его кислородного или иного соединения другим более активным металлом.
В методах металлотермии в качестве восстановителей используют Al, Na, Ca, Mg, B, Si и др.
Примеры металлотермических реакций:
алюмотермия
2Al + Cr2O3 ® 2Cr + Al2O3
магнийтермия
Mg + TiCl4 ® Ti + 2MgCl2
натрийтермия
2Na + K2BeF4 ® Be + 2NaF + 2KF
Методы металлотермии в настоящее время широко используются в металлургии:
Ø для получения металлов: Ti, Cr, Mn, V, Zr, Mg, Ba, Ca, Ta, Rb, Cs.
Ø для получения металлотермических ферросплавов и лигатур, например, феррованадия, феррохрома и др.
Ø в термической сварке,
Ø для легирования стали.
Среди металлотермических процессов ведущее место занимает алюмотермия – алюмотермическое восстановление оксидов металлов по реакции:
Алюмотермические процессы используются для восстановления оксидов редких тугоплавких металлов (титана, ванадия, ниобия, циркония, вольфрама, молибдена, тантала), а также оксидов хрома, марганца, бария, кальция, железа, никеля.
Широкое применение алюмотермии обусловлено рядом преимуществ:
ü высокой восстановительной способностью алюминия;
ü возможностью получения более чистых сплавов, чем с кремнием и углеродом;
ü простотой производства алюминиевого порошка;
ü высокой величиной теплового эффекта реакции;
ü высокой температурой кипения, уменьшающей испарение алюминия.
Факторы, определяющие выход металла при алюмотермическом процессе
Величина максимально возможного извлечения металла при алюмотермии характеризуется отношением M : MnOm в состоянии равновесия. Зависимость константы равновесия реакции алюмотермического восстановления оксидов от температуры определяется выражением:
Повышение температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье приводит к уменьшению абсолютной величины изменения энергии Гиббса и к снижению восстановления оксидов.
В точках плавления наклон кривой зависимости изменения энергии Гиббса от температуры изменяется, что определяется величиной изменения энтропии плавления:
При плавлении DS > 0, при этом для реагентов наклон кривой возрастает, для продуктов – уменьшается, в соответствии с уравнением .
Кривые часто апроксимируются прямыми. Так, для реакций:
1) 2NiO + 4/3 Al ® 2Ni + 2/3 Al2O3
2) 2/3 MoO3 + 4/3 Al ® 2/3 Mo + 2/3 Al2O3
3) 2/3 WO3 + 4/3 Al ® 2/3 W + 2/3 Al2O3
4) ZrO2 + 4/3 Al ® Zr + 2/3 Al2O3
Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры для реакций 1, 2, 3, 4 приведена на рисунке.
Характерной особенностью реакции алюмотермического восстановления оксидов является малая величина коэффициента при температуре. Это означает, что энтальпийный фактор DН значительно превышает энтропийный фактор T×DS. Это приводит к незначительному влиянию температуры на равновесные концентрации металла и его оксида.
Термодинамический анализ показывает, что восстановление таких оксидов, как NiO, MoO3, Fe2O3, WO3 должно протекать практически полностью. Это подтверждается экспериментально.
Также хорошо должны восстанавливаться V2O5, Mn2O3, Cr2O3, Nb2O5. Однако, в промышленных условиях в шлаках теряется заметное количество металла. Например, 20 % Mn, 10 – 15 % V, 10 – 12 % Cr.
Рассмотрим термодинамические условия протекания реакций восстановления на примере Cr2O3.
Cr2O3 + 2Al ® 2Cr + Al2O3 (1)
Так как мольная доля Cr2O3 в шлаке не превышает 0,07 %, а Cr2O3 и Al2O3 близки по строению и обладают неограниченной растворимостью можно активности заменить концентрацией (или мольной долей).
(2)
Система (1) является трехкомпонентной (Cr, O, Al) и состоит из двух фаз – металла и шлака. В соответствии с правилом фаз её состояние равновесия при постоянном давлении определяется двумя независимыми переменными – температурой и концентрацией одного из компонентов.
Концентрация остальных веществ определяется из уравнений связи:
При подстановке уравнений связи, уравнение (2) приобретает вид:
Полагая, что << 1 и » 1, получим:
(3)
Решая уравнение (3) совместно с уравнением температурной зависимости константы равновесия можно получить равновесные концентрации , а по уравнениям связи – равновесные концентрации всех других веществ.
Т, °К | КР | |||
2 000 | 2,8×1011 | 1,5×10-4 | 3×10-4 | 99,99 |
2 250 | 1,6×109 | 6×10-4 | 1,2×10-3 | 99,88 |
2 500 | 2,5×108 | 1,6×10-3 | 3,2×10-3 | 99,68 |
Высокие потери хрома не могут быть объяснены термодинамическими условиями восстановления. Одной из причин является образование более прочного оксида CrO.
Для реакции 2Cr + O2 ® 2CrO зависимость изменения энергии Гиббса от температуры описывается уравнением:
Для реакции 4/3 Al + O2 ® 2/3 Al2O3:
Для реакции 4/3 Cr + O2 ® 2/3 Cr2O3:
Для суммарной реакции 2Cr2O3 + 4/3 Al ® 4CrO + 2/3 Al2O3 получим:
Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры реакции восстановления закиси хрома алюминием по реакции:
2CrO + 4/3 Al ® 2Cr + 2/3 Al2O3
описывается уравнением:
Графическая зависимость изменения энергии Гиббса от температуры для реакций:
1) 2Cr2O3 + 4/3 Al ® 4CrO + 2/3 Al2O3
2) 2/3 Cr2O3 + 4/3 Al ® 4/3Cr + 2/3 Al2O3
3) 2CrO + 4/3 Al ® 2Cr + 2/3 Al2O3
выглядит следующим образом:
Ниже 1425°К возможно восстановление Cr2O3 до хрома. Выше – происходит ступенчатое превращение Cr2O3 – CrO – Cr. Наличие CrO приводит к снижению восстановления (до 98,6 % Cr), но остается все ровно выше практического.
А, например, при восстановлении Nb2O5 извлечение металла с ростом температуры не падает, а возрастает. Это объясняется уменьшением вязкости и увеличением скорости реакции. При восстановлении ZrO2, BaO, CaO изменение энергии Гиббса при высоких температурах является положительно величиной.
Для повышения излечения трудновосстанавливающихся металлов необходимы специальные меры, сдвигающие равновесие реакции вправо (например, связывание Al2O3 в прочные алюминаты; растворение в железе таких металлов, как бор или титан; введение кремния для образования силицидов).
Возможность металлотермического получения металлов и сплавов
Возможность металлотермического получения металлов и сплавов определяется физико-химическими свойствами исходных и получаемых веществ и тепловыми условиями проведения реакций.
Количество теплоты, выделяющейся во время проведения реакции, должно хватить как на нагревание веществ выше температуры плавления наиболее тугоплавкого из получаемых компонентов, так и на тепловые потери за время от начала реакции до окончания расслаивания продуктов реакции на шлак и металл.
При восстановлении большинства оксидов (Fe2O3, Fe3O4, Co3O4, CoO, NiO. MnO2, MoO2, V2O5, CuO) алюминием, выделяющейся теплоты вполне достаточно как на нагревание продуктов реакции, так и на тепловые потери. Поэтому эти оксиды легко восстанавливаются алюминием. Почти во всех случаях получается металл, который оседает на дно тигля.
Некоторые оксиды, такие как CrO3 и MoO3, нельзя использовать для алюмотермического получения металлов, из-за частичного разложения и испарения. Но эти оксиды можно использовать в качестве добавок к различным другим оксидам для получения сплавов.
При восстановлении оксидов Cr2O3, Nb2O3, Ta2O5, SiO2, TiO2, ZrO2, B2O3 алюминием, выделяющейся теплоты недостаточно для нагревания продуктов реакции выше их температур плавления. Однако если к ним добавить необходимое количество легковосстанавливаемых оксидов, то реакция пройдет и сплав осядет на дно тигля.
Для определения минимального количества легковосстанав-ливаемого оксида, которое следует добавить к трудновосстанавливаемому для получения двухкомпонентного сплава используют следующий расчет.
В результате восстановления оксида алюминием выделяется определенное количество теплоты для нагрева продуктов реакции до определенной температуры и часть теплоты теряется с начала реакции до окончания расслаивания продуктов на шлак и металл. Реальная температура нагревания продуктов реакции составит:
где – удельная теплота реакции (количество теплоты, выделяющееся на 1 г реакционной массы);
– количество теплоты, теряемое реакционной массой;
CP – средняя удельная теплоемкость продуктов реакции.
Так как тепловые потери в конкретных случаях представляют величину постоянную, то можно принять, что теплоемкость продуктов реакции и тепловые потери являются постоянной величиной, тогда:
Значение k, когда берут сравнительно небольшие навески (~50 г), равно 0,7 г×град/Дж. Когда в реакции участвуют оксиды состава МеО, относительное содержание сплава в продуктах реакции повышается, поэтому коэффициент k имеет значение, равное 0,8 – 0,9.
Для определения минимального количества легковосстанав-ливаемого оксида используют уравнение, определяющее удельный тепловой эффект восстановления смеси двух оксидов:
где, %ок. – процент легковосстанавливаемого оксида,
– его удельный тепловой эффект восстановления,
– удельный тепловой эффект восстановления трудновосстанав-ливаемого оксида.
После совместного решения двух последних уравнений и преобразований получим:
Примем значение t равным температуре плавления наиболее тугоплавкого из получаемых компонентов. Обычно им является шлак – оксид алюминия, плавящийся при 2050°С. При таком условии %ок. является минимально необходимым количеством легковосстанавливаемого оксида в смеси с трудновосстанавливаемым.
Пример расчета
Определим количество CrO3, которое необходимо добавить к Cr2O3, для получения металлического хрома:
Подставив необходимые значения:
получим:
Следовательно, для приготовления исходной смеси нужно взять около 11 % хромового ангидрида.
Значение удельных тепловых эффектов реакций восстановления оксидов алюминием приведены в таблице.
Удельные тепловые эффекты восстановления оксидов алюминием.
Оксид | Удельный тепловой эффект, Дж | Оксид | Удельный тепловой эффект, Дж |
CuO | 4017 | Fe2O3 | 3854 |
CrO3 | 6924 | Fe3O4 | 3556 |
Cr2O3 | 2444 | Mn3O4 | 2686 |
Co3O4 | 4184 | V2O5 | 3364 |
CoO | 3316 | Ta2O5 | 1232 |
NiO | 3284 | SiO2 | 2492 |
MoO3 | 4502 | TiO2 | 1346 |
MoO2 | 3324 |
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].
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).
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 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Электрохимический ряд активности металлов | |
|---|---|
Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, | |
Источник