U što spada kalcij? Kalcij kao kemijski element, njegova uloga. Biti u prirodi

Spojevi kalcija- vapnenac, mramor, gips (kao i vapno - proizvod vapnenca) već su se u antičko doba koristili u gradnji. Sve do kraja 18. stoljeća kemičari su vapno smatrali jednostavnom krutom tvari. Godine 1789. A. Lavoisier je predložio da su vapno, magnezij, barit, glinica i silicij složene tvari. Godine 1808. Davy je, podvrgnuvši mješavinu vlažnog gašenog vapna i živinog oksida elektrolizi sa živinom katodom, pripremio kalcijev amalgam i destilacijom žive iz njega dobio metal nazvan "kalcij" (od lat. Vapno, rod. slučaj calcis – vapno).

Postavljanje elektrona u orbitale.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Kalcij se naziva zemnoalkalijski metal i klasificiran je kao S element. Na vanjskoj elektronskoj razini kalcij ima dva elektrona, pa daje spojeve: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 itd. Kalcij je tipičan metal - ima veliki afinitet prema kisiku, reducira gotovo sve metale iz njihovih oksida i tvori prilično jaku bazu Ca(OH)2.

Kristalne rešetke metala mogu biti različitih vrsta, ali kalcij karakterizira kubična rešetka usmjerena na lice.

Veličine, oblici i relativni položaji kristala u metalima emitiraju se metalografskim metodama. Najcjelovitija procjena strukture metala u tom smislu daje se mikroskopskom analizom njegovog tankog presjeka. Iz metala koji se ispituje izrezuje se uzorak te se njegova površina brusi, polira i jetka posebnom otopinom (jetkačem). Kao rezultat jetkanja, ističe se struktura uzorka, koja se ispituje ili fotografira metalografskim mikroskopom.

Kalcij je laki metal (d = 1,55), srebro- bijela. Tvrđi je i topi se na višoj temperaturi (851 °C) u usporedbi s natrijem koji se nalazi uz njega u periodni sustav elemenata. To se objašnjava činjenicom da postoje dva elektrona po kalcijevom ionu u metalu. Stoga je kemijska veza između iona i elektronskog plina jača od one natrija. Tijekom kemijskih reakcija valentni elektroni kalcija prenose se na atome drugih elemenata. U tom slučaju nastaju dvostruko nabijeni ioni.

Kalcij ima veliku kemijsku aktivnost prema metalima, posebno prema kisiku. Na zraku sporije oksidira alkalijski metali, jer je oksidni film na njemu manje propustan za kisik. Kada se zagrijava, kalcij izgara, oslobađajući ogromne količine topline:

Kalcij reagira s vodom, istiskujući iz nje vodik i stvarajući bazu:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Zbog svoje visoke kemijske reaktivnosti na kisik, kalcij se koristi u dobivanju rijetkih metala iz njihovih oksida. Metalni oksidi se zagrijavaju zajedno s kalcijevim strugotinama; Reakcije rezultiraju kalcijevim oksidom i metalom. Na istom se svojstvu temelji uporaba kalcija i nekih njegovih legura za takozvanu deoksidaciju metala. Kalcij se dodaje rastaljenom metalu i uklanja tragove otopljenog kisika; nastali kalcijev oksid ispliva na površinu metala. Kalcij je uključen u neke legure.

Kalcij se dobiva elektrolizom rastaljenog kalcijevog klorida ili aluminotermnom metodom. Kalcijev oksid ili gašeno vapno je bijeli prah koji se tali na 2570 °C. Dobiva se kalciniranjem vapnenca:

CaCO3 = CaO + CO2^

Kalcijev oksid je bazični oksid, pa reagira s kiselinama i kiselim anhidridima. S vodom daje bazu - kalcijev hidroksid:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Dodatak vode kalcijevom oksidu, koji se naziva gašenje vapna, događa se uz oslobađanje velike količine topline. Dio vode pretvara se u paru. Kalcijev hidroksid ili gašeno vapno je bijela tvar, slabo topiva u vodi. Vodena otopina kalcijevog hidroksida naziva se vapnena voda. Ova otopina ima prilično jaka alkalna svojstva, budući da kalcijev hidroksid dobro disocira:

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

U usporedbi s hidratima oksida alkalijskih metala, kalcijev hidroksid je slabija baza. To se objašnjava činjenicom da je kalcijev ion dvostruko nabijen i jače privlači hidroksilne skupine.

Gašeno vapno i njegova otopina, koja se naziva vapnena voda, reagiraju s kiselinama i kiselim anhidridima, uključujući ugljikov dioksid. Vapnena voda koristi se u laboratorijima za otkrivanje ugljičnog dioksida, budući da nastali netopljivi kalcijev karbonat uzrokuje zamućenje vode:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Međutim, ako ugljični dioksid prolazi dulje vrijeme, otopina ponovno postaje bistra. To se objašnjava činjenicom da se kalcijev karbonat pretvara u topljivu sol - kalcijev bikarbonat:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

U industriji se kalcij dobiva na dva načina:

Zagrijavanjem briketirane smjese CaO i Al praha na 1200 °C u vakuumu od 0,01 - 0,02 mm. rt. Umjetnost.; razlikuje se po reakciji:

6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Para kalcija se kondenzira na hladnoj površini.

Elektrolizom taline CaCl2 i KCl s tekućom bakar-kalcijevom katodom dobiva se legura Cu - Ca (65% Ca) iz koje se kalcij destilira na temperaturi od 950 - 1000 °C u vakuumu od 0,1 - 0,001 mm Hg.

Također je razvijena metoda za proizvodnju kalcija toplinskom disocijacijom kalcijevog karbida CaC2.

Kalcij je jedan od najčešćih elemenata u prirodi. Zemljina kora sadrži približno 3% (tež.). Kalcijeve soli stvaraju velike nakupine u prirodi u obliku karbonata (kreda, mramor), sulfata (gips) i fosfata (fosforiti). Pod utjecajem vode i ugljičnog dioksida karbonati prelaze u otopinu u obliku bikarbonata i prenose se podzemnom i riječnom vodom na velike udaljenosti. Kada se soli kalcija isperu, mogu nastati špilje. Zbog isparavanja vode ili povećanja temperature, na novom mjestu mogu se formirati naslage kalcijevog karbonata. Na primjer, stalaktiti i stalagmiti nastaju u špiljama.

Topljive soli kalcija i magnezija uzrokuju ukupnu tvrdoću vode. Ako ih ima u vodi u malim količinama, tada se voda naziva mekom. S visokim sadržajem ovih soli (100 - 200 mg kalcijevih soli u 1 litri u smislu iona) voda se smatra tvrdom. U takvoj vodi sapun se slabo pjeni, jer soli kalcija i magnezija s njim tvore netopljive spojeve. Ne kuha se dobro u tvrdoj vodi prehrambeni proizvodi, a kuhanjem stvara kamenac na stjenkama parnih kotlova. Kamenac slabo provodi toplinu, uzrokuje povećanu potrošnju goriva i ubrzava trošenje stijenki kotla. Formiranje kamenca je složen proces. Kada se zagrije, kisele soli karbonska kiselina kalcij i magnezij se razgrađuju i prelaze u netopljive karbonate:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Topljivost kalcijevog sulfata CaSO4 također se smanjuje zagrijavanjem, pa je on dio kamenca.

Tvrdoća uzrokovana prisutnošću kalcijevih i magnezijevih bikarbonata u vodi naziva se karbonatna ili privremena tvrdoća, jer se otklanja kuhanjem. Uz karbonatnu postoji i nekarbonatna tvrdoća koja ovisi o sadržaju kalcijevih i magnezijevih sulfata i klorida u vodi. Te se soli ne uklanjaju kuhanjem, pa se stoga nekarbonatna tvrdoća naziva i trajnom tvrdoćom. Karbonatna i nekarbonatna tvrdoća zbrajaju ukupnu tvrdoću.

Da bi se potpuno uklonila tvrdoća, voda se ponekad destilira. Da bi se uklonila karbonatna tvrdoća, voda se kuha. Opća tvrdoća se uklanja ili dodavanjem kemikalija ili korištenjem tzv. kationskih izmjenjivača. Korištenje kemijska metoda topljive soli kalcija i magnezija pretvaraju se u netopljive karbonate, npr. dodaju se vapneno mlijeko i soda:

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Uklanjanje tvrdoće pomoću kationskih izmjenjivačkih smola je napredniji postupak. Kationski izmjenjivači su složene tvari (prirodni spojevi silicija i aluminija, visokomolekularni organski spojevi), čiji se sastav može izraziti formulom Na2R, gdje je R složeni kiselinski ostatak. Pri filtriranju vode kroz sloj kationske izmjenjivačke smole dolazi do izmjene iona Na (kationa) za ione Ca i Mg:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Posljedično, ioni Ca prelaze iz otopine u kationski izmjenjivač, a ioni Na iz kationskog izmjenjivača u otopinu. Za vraćanje korištenog kationskog izmjenjivača, ispere se otopinom kuhinjske soli. U ovom slučaju dolazi do obrnutog procesa: ioni Ca u kationskom izmjenjivaču zamjenjuju se ionima Na:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Regenerirani kationski izmjenjivač može se ponovno koristiti za pročišćavanje vode.

U obliku čistog metala, Ca se koristi kao redukcijsko sredstvo za U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb i neke metale rijetke zemlje i njihove spojeve. Također se koristi za deoksidaciju čelika, bronce i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih proizvoda, za dehidraciju organskih tekućina, za pročišćavanje argona od dušikovih nečistoća i kao apsorber plina u električnim vakuumskim uređajima. Antifikcijski materijali sustava Pb - Na - Ca, kao i legure Pb - Ca koji se koriste za izradu plašta električnih kabela, naširoko su korišteni u tehnologiji. Legura Ca - Si - Ca (silikokalcij) koristi se kao dezoksidant i degazator u proizvodnji visokokvalitetnih čelika.

Kalcij je jedan od biogenih elemenata neophodnih za normalno odvijanje životnih procesa. Prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka. Samo se rijetki organizmi mogu razviti u okolišu bez Ca. U nekim organizmima sadržaj Ca doseže 38%: kod ljudi - 1,4 - 2%. Stanice biljnih i životinjskih organizama zahtijevaju strogo definirane omjere iona Ca, Na i K u izvanstaničnim sredinama. Biljke dobivaju Ca iz tla. Po odnosu prema Ca biljke se dijele na kalcefile i kalcefobe. Životinje dobivaju Ca iz hrane i vode. Ca je neophodan za formiranje niza staničnih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih staničnih membrana, za oplodnju jajašca riba i drugih životinja te aktivaciju niza enzima. Ca ioni prenose uzbuđenje na mišićno vlakno, uzrokujući njegovo kontrahiranje, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, pojačavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sustav zaštitnih proteina krvi i sudjeluju u njegovoj koagulaciji. U stanicama se gotovo sav Ca nalazi u obliku spojeva s proteinima, nukleinskim kiselinama, fosfolipidima te u kompleksima s anorganskim fosfatima i organskim kiselinama. U krvnoj plazmi ljudi i viših životinja samo 20-40% Ca može biti vezano za proteine. Kod životinja s kosturom, do 97-99% Ca se koristi kao građevinski materijal: kod beskralješnjaka uglavnom u obliku CaCO3 (školjke mekušaca, koralja), kod kralježnjaka - u obliku fosfata. Mnogi beskralješnjaci pohranjuju Ca prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije nepovoljni uvjeti. Sadržaj Ca u krvi čovjeka i viših životinja reguliran je hormonima paratiroidne i štitnjače. U tim procesima ključnu ulogu ima vitamin D. Apsorpcija kalcija odvija se u prednjem dijelu tankog crijeva. Apsorpcija Ca pogoršava se smanjenjem kiselosti u crijevima i ovisi o omjeru Ca, fosfora i masti u hrani. Optimalni omjeri Ca/P u kravlje mlijeko oko 1,3 (u krumpiru 0,15, u grahu 0,13, u mesu 0,016). S viškom P i oksalne kiseline u hrani, apsorpcija Ca se pogoršava. Žučne kiseline ubrzati njegovu apsorpciju. Optimalan odnos Ca/mast u ljudskoj hrani je 0,04 - 0,08 g. Ca na 1g. mast Izlučivanje kalcija odvija se uglavnom kroz crijeva. Sisavci gube puno Ca u mlijeku tijekom laktacije. Uz poremećaj metabolizma fosfora i kalcija u mladih životinja i djece dolazi do razvoja rahitisa, a kod odraslih životinja do promjena u sastavu i građi kostura (osteomalacija).

U medicini, lijekovi Ca uklanjaju poremećaje povezane s nedostatkom iona Ca u tijelu (tetanija, spazmofilija, rahitis). Pripravci Ca smanjuju preosjetljivost na alergene i koriste se za liječenje alergijskih bolesti (serumska bolest, pospana groznica i dr.). Pripravci Ca smanjuju povećanu vaskularnu propusnost i djeluju protuupalno. Koriste se kod hemoragičnog vaskulitisa, radijacijske bolesti, upalnih procesa (pneumonija, pleuritis i dr.) i nekih kožne bolesti. Propisuje se kao hemostatsko sredstvo, za poboljšanje aktivnosti srčanog mišića i pojačavanje učinka preparata digitalisa, kao protuotrov kod trovanja magnezijevim solima. Zajedno s drugim lijekovima, pripravci Ca koriste se za poticanje trudova. Ca klorid se primjenjuje oralno i intravenski. Ossocalcinol (15% sterilna suspenzija posebno pripremljenog praha kosti u ulju breskve) predložen je za terapiju tkiva.

Pripravci Ca također uključuju gips (CaSO4), koji se koristi u kirurgiji za sadrene zavoje, i kredu (CaCO3), koja se interno propisuje za povećanu kiselost želučanog soka i za pripremu zubnog praha.

Spojevi kalcija poznati su od davnina, ali tek u 17. stoljeću. nisu znali ništa o svojoj prirodi. Egipatske žbuke korištene u piramidama u Gizi temeljile su se na djelomično dehidriranom gipsu, CaSO 4 ·2H 2 O. To je također osnova sve žbuke u Tutankamonovoj grobnici. Rimljani su koristili mort od pijeska i vapna (napravljen zagrijavanjem vapnenca s CaCO 3): bio je stabilniji u vlažnoj klimi Italije.

Naziv elementa dolazi od latinske riječi calx, calcis - vapno ("meki kamen"). Predložio ga je G. Davy 1808. godine, koji je elektrolitičkom metodom izolirao metalni kalcij. Davy je pomiješao mokru kalcijevu "zemlju" (kalcijev oksid CaO) sa živinim oksidom HgO na platinastoj ploči, koja je služila kao anoda. Katoda je bila platinasta žica uronjena u tekuću živu. Kao rezultat elektrolize dobiven je amalgam metala koji se u čistom obliku mogao dobiti isparavanjem žive.

Kalcij je peti najzastupljeniji element u zemljinoj kori i treći najzastupljeniji metal (nakon aluminija i željeza). Kalcij čini oko 1,5% ukupnog broja atoma u zemljinoj kori. U mnogim dijelovima Zemljine površine postoje značajne sedimentne naslage kalcijevog karbonata, koje su nastale od ostataka drevnih morski organizmi. U njima se ovaj spoj nalazi uglavnom u obliku dvije vrste minerala. Češći je romboedarski kalcit; ortorombski aragonit nastaje u toplim morima. Predstavnici prve vrste minerala su sam kalcit, kao i dolomit, mramor, kreda i islandski špat. Ogromni slojevi kalcijevog karbonata u obliku aragonita čine Bahame, Florida Keys i bazen Crvenog mora. Ostali važni minerali su gips CaSO 4 ·2H 2 O, anhidrit CaSO 4, fluorit CaF 2 i apatit Ca 5 (PO 4) 3 (Cl,OH,F). Značajna količina kalcija nalazi se u prirodnim vodama u obliku bikarbonata ( cm. KEMIJA HIDROSFERE). Kalcij se također nalazi u tijelima mnogih životinja. Hidroksoapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) osnova je koštanog tkiva kralježnjaka. Kalcijev karbonat se uglavnom sastoji od koralja, školjki mekušaca, bisera i ljuski jaja.

Metalni kalcij se proizvodi elektrolizom rastaljenog kalcijevog klorida, koji je nusprodukt Solvayeva procesa ili nastaje u reakciji između klorovodične kiseline i kalcijevog karbonata.

Relativno mekan, sjajan metal ima blijedožutu boju. Kemijski je manje aktivan od ostalih zemnoalkalijskih metala, budući da je na zraku prekriven zaštitnim oksidno-nitridnim filmom. Može se čak i obraditi na tokarskom stroju.

Kalcij aktivno reagira s nemetalima. Kad se zagrije u kisiku i zraku, zapali se. Kalcij reagira s vodom oslobađajući vodik i stvarajući kalcijev hidroksid. Otapa se u tekućem amonijaku i stvara tamnoplave otopine iz kojih se isparavanjem može dobiti sjajni amonijak Ca(NH 3) 6 bakrene boje.

Metalni kalcij se uglavnom koristi kao aditiv za legiranje. Dakle, uvođenje kalcija povećava čvrstoću aluminijskih ležajeva. Kalcij se koristi za regulaciju sadržaja ugljika u lijevanom željezu i uklanjanje bizmuta iz olova. Koristi se za čišćenje čelika od kisika, sumpora i fosfora. Također se koristi za apsorpciju kisika i dušika, posebno za uklanjanje nečistoća dušika iz tehničkog argona. Služi kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji drugih metala kao što su krom, cirkonij, torij i uran. Na primjer, metalni cirkonij može se dobiti iz njegovog dioksida: ZrO 2 + 2Ca = Zr + 2CaO. Kalcij također reagira izravno s vodikom u obliku kalcijevog hidrida CaH2, koji je pogodan izvor vodika.

Najvažniji kalcijev halid je CaF 2 fluorid, budući da je u mineralnom obliku (fluorit) jedini industrijski važan izvor fluora. Bijeli, vatrostalni kalcijev fluorid slabo je topiv u vodi, što se koristi u kvantitativnoj analizi.

Kalcijev klorid CaCl 2 također je od velike važnosti. Sastavni je dio rasola za rashladne jedinice te za punjenje guma traktora i drugih vozila. Kalcijev klorid se koristi za uklanjanje snijega i leda s cesta i nogostupa. Eutektička smjesa CaCl 2 –H 2 O, koja sadrži 30 mas. % CaCl 2, tali se na –55° C. Ta je temperatura znatno niža nego u slučaju smjese natrijevog klorida s vodom, kojoj je minimalno talište –18° C. Kalcijev klorid se također koristi za zaštitu ugljena i ruda od smrzavanja tijekom transporta i skladištenja. Koristi se u betonskim mješavinama za ubrzavanje početka vezivanja i povećanje početne i konačne čvrstoće betona. Kalcijev klorid je otpadni proizvod mnogih kemijsko-tehnoloških procesa, posebice velike proizvodnje sode. Međutim, potrošnja kalcijevog klorida znatno je manja od njegove proizvodnje, zbog čega su u blizini tvornica sode nastala cijela jezera ispunjena CaCl 2 salamurom. Takvi rezervoari mogu se vidjeti, na primjer, u Donbasu.

Najčešće korišteni spojevi kalcija su karbonat, oksid i hidroksid. Najčešći oblik kalcijevog karbonata je vapnenac. Mješavina kalcijevog i magnezijevog karbonata naziva se dolomit. Vapnenac i dolomit koriste se kao građevinski materijali, cestovne površine i reagensi koji smanjuju kiselost tla. Vade se diljem svijeta u ogromnim količinama. Kalcijev karbonat CaCO 3 također je najvažniji industrijski reagens, neophodan za proizvodnju kalcijevog oksida (živog vapna) CaO i kalcijevog hidroksida (gašenog vapna) Ca(OH) 2.

Kalcijev oksid i hidroksid ključne su tvari u mnogim područjima kemijske, metalurške i strojarske industrije. Vapneni CaO proizvodi se u ogromnim količinama u mnogim zemljama i jedna je od deset kemikalija s najvećom proizvodnjom.

Velike količine vapna troše se u proizvodnji čelika, gdje se njime uklanjaju fosfor, sumpor, silicij i mangan. U kisik-konverterskom procesu potrebno je 75 kg vapna po toni čelika. Značajno produljuje vijek trajanja vatrootporne obloge. Vapno se također koristi kao mazivo za izvlačenje čelične žice i neutraliziranje otpadnih tekućina za dekapiranje koje sadrže sumporne kiseline. Druga primjena u metalurgiji je proizvodnja magnezija.

Vapno je najčešća kemikalija koja se koristi za obradu izvora vode za piće i industrijske svrhe. Koristi se zajedno s alunom ili solima željeza za koagulaciju suspenzija i uklanjanje zamućenja, kao i za omekšavanje vode uklanjanjem privremene (bikarbonatne) tvrdoće ( cm. PROČIŠĆAVANJE VODE)

Drugo područje primjene vapna je neutralizacija kiselih otopina i industrijskog otpada. Uz njegovu pomoć uspostavlja se optimalna pH vrijednost za biokemijsku oksidaciju otpadnih voda. Vapno se također koristi u pročišćivačima plina za uklanjanje sumpornog dioksida i sumporovodika iz otpadnih plinova iz elektrana na fosilna goriva i peći za taljenje metala.

U kemijskoj industriji vapno se koristi za proizvodnju kalcijevog karbida (za kasniju proizvodnju acetilena), kalcijevog cijanamida i mnogih drugih tvari. Industrija stakla također je važan potrošač. Najčešća stakla sadrže oko 12% kalcijevog oksida. Insekticid kalcijev arsenat, koji se dobiva neutralizacijom arsenske kiseline s vapnom, naširoko se koristi za suzbijanje pamučnog žiška, zupca, duhanskog crva i koloradske zlatice. Važni fungicidi su prskanje vapnenim sulfatom i bordoška smjesa, koja se proizvodi od bakrenog sulfata i kalcijevog hidroksida.

Za industriju celuloze i papira potrebne su velike količine kalcijevog hidroksida. U tvornicama papira, otpadna otopina natrijevog karbonata obrađuje se vapnom kako bi se regenerirala kaustična soda (natrijev hidroksid NaOH) koja se koristi u procesu. Oko 95% dobivene kaše kalcijevog karbonata se suši i ponovno peče u rotirajućim pećima za regeneraciju kalcijevog oksida. Tekućine za izbjeljivanje papirne mase koje sadrže kalcijev hipoklorit pripremaju se reakcijom vapna s klorom.

Proizvodnja visokokvalitetnog papira zahtijeva upotrebu posebno istaloženog kalcijevog karbonata. Da bi se to postiglo, vapnenac se najprije spaljuje, a ugljični dioksid i kalcijev oksid se skupljaju odvojeno. Potonji se zatim tretira vodom i ponovno pretvara u karbonat. Vrsta nastalih kristala, kao i njihova veličina i oblik ovise o temperaturi, pH, brzini miješanja, koncentraciji i prisutnosti aditiva. Mali kristali (manji od 45 mikrona) često su obloženi masnim kiselinama, smolama ili sredstvima za vlaženje. Kalcijev karbonat daje papiru svjetlinu, neprozirnost, prijemljivost tinte i glatkoću. U većim koncentracijama neutralizira visoki sjaj uzrokovan aditivima kaolina i proizvodi mutnu mat završnicu. Takav papir može sadržavati 5-50% (težinski) istaloženog kalcijevog karbonata. CaCO 3 se također koristi kao punilo u gumama, lateksu, bojama i emajlima, kao i u plastici (oko 10% težine) za poboljšanje njihove otpornosti na toplinu, krutosti, tvrdoće i obradivosti.

U svakodnevnom životu i medicini istaloženi kalcijev karbonat koristi se kao sredstvo za neutralizaciju kiseline, blagi abraziv u pastama za zube, izvor dodatnog kalcija u prehrani i sastavni dio žvakaća guma i punila u kozmetici.

Limeta se također koristi u mliječnoj industriji. Vapnena voda (zasićena otopina kalcijevog hidroksida) često se dodaje vrhnju kada se odvaja od punomasnog mlijeka kako bi se smanjila njegova kiselost prije pasterizacije i pretvaranja u maslac. Obrano mlijeko se zatim zakiseli kako bi se odvojio kazein, koji se miješa s vapnom da bi se dobilo kazeinsko ljepilo. Nakon fermentacije preostalog obranog mlijeka (sirutke) dodaje se vapno kako bi se oslobodio kalcijev laktat koji se koristi u medicini ili kao sirovina za kasniju proizvodnju mliječne kiseline. Proizvodnja šećera također uključuje korištenje vapna. Za taloženje kalcijeve saharoze, koja se zatim pročišćava od fosfata i organskih kontaminanata, provodi se sirova reakcija. šećerni sirup s vapnom. Naknadno djelovanje ugljičnog dioksida rezultira stvaranjem netopivog kalcijevog karbonata i pročišćene topive saharoze. Ciklus se ponavlja nekoliko puta. Za šećer od šećerne trske obično je potrebno oko 3-5 kg ​​vapna po toni, a za šećer od repe potrebno je sto puta više, odnosno oko 1/2 tone vapna po toni šećera.

Također se može primijetiti posebno područje primjene kalcijevog karbonata u obliku sedefa. To je materijal koji čine tanki slojevi kalcijevog karbonata u obliku aragonita, koji se zajedno drže proteinskim ljepilom. Nakon poliranja, svjetluca svim duginim bojama i postaje dekorativan, vrlo postojan, iako se 95% sastoji od kalcijevog karbonata.

Kalcijev sulfat obično postoji kao dihidrat (gips), iako se vadi i bezvodni kalcijev sulfat (anhidrit). Poznat je i alabaster - kompaktan, masivan, sitnozrnati oblik CaSO 4 · 2H 2 O, koji podsjeća na mramor. Ako se gips kalcinira na 150–165 °C, gubi otprilike 2/3 vode kristalizacije i tvori poluhidrat CaSO 4 0,5H 2 O, također poznat kao građevinski alabaster ili "pariški gips" (jer je izvorno dobiven od gipsa, iskopanog na Montmartreu). Zagrijavanjem na višim temperaturama nastaju različiti bezvodni oblici.

Iako se gips ne vadi u istim količinama kao vapnenac, on ostaje industrijski važan materijal. Gotovo sav kalcinirani gips (95%) koristi se za proizvodnju poluproizvoda - uglavnom zidnih ploča, a ostatak se koristi u industrijskim i građevinskim žbukama. Upijajući vodu, hemihidrat se malo širi (za 0,2-0,3%), a to je glavna stvar kada se koristi za žbuke i žbuke. Pomoću aditiva možete promijeniti stupanj njegove ekspanzije unutar 0,03–1,2%.

Kalcij nije jako karakteriziran stvaranjem složenih spojeva. Kompleksi koji sadrže kisik, na primjer s EDTA ili polifosfatima, od velike su važnosti u analitičkoj kemiji i za uklanjanje iona kalcija iz tvrde vode.

Kalcij je jedan od makroelemenata. Njegov sadržaj u tijelu odrasle osobe (na težini od 65 kg) iznosi 1,3 kg. Neophodan je za formiranje kostiju i zuba, održavanje srčanog ritma i zgrušavanje krvi. Glavni izvor kalcija u tijelu su mlijeko i mliječni proizvodi. Dnevna potreba je 0,8 g dnevno. Apsorpciju kationa kalcija pospješuju mlijeko i limunska kiselina, dok fosfatni ion, oksalatni ion i fitinska kiselina otežavaju apsorpciju kalcija zbog stvaranja kompleksa i teško topljivih soli. Tijelo ima složen sustav za skladištenje i otpuštanje kalcija.

Upotreba kalcija kao građevnog materijala za kosti i zube posljedica je činjenice da se ioni kalcija ne koriste u stanici. Koncentraciju kalcija kontroliraju posebni hormoni, a njihovo zajedničko djelovanje čuva i održava strukturu kostiju.

Pretpostavlja se da ioni kalcija, vežući se za živčanu membranu, utječu na njezinu propusnost za druge katione. Navodno zamjenjuje ione magnezija i time aktivira neke enzime. Opskrba ionima kalcija može se povezati s uvođenjem fosfata, koji se stoga naziva prijenosnikom kalcija.

Utvrđeno je da je regulator iona kalcija u različitim vrstama mišića sarkoplazmatski retikulum (SR). Ioni kalcija nakupljaju se u proteinima koji vežu kalcij, kao što je kalsekvestrin. Potonji veže približno 43 iona Ca 2+ po molu proteina. Kontrakcija mišića povezana je s otpuštanjem iona kalcija iz SR i njegovim vezanjem na aktivne centre mišićnih vlakana. Koncentracija kalcijevih iona u sarkoplazmi povećava se 100 puta u nekoliko milisekundi. Vrlo brzo dolazi do prisilnog odljeva iona Ca 2+ iz SR. Odmah nakon oslobađanja iona kalcija, SR ih počinje pumpati natrag. Kontrakcija mišića nastaje kao posljedica pojave živčanog impulsa u motornom živčanom završetku u mišićnom vlaknu, što uzrokuje oslobađanje iona kalcija iz njegovih zaliha.

Mehanizam zgrušavanja krvi je kaskadni proces, čiji mnogi koraci ovise o prisutnosti iona kalcija, koji aktiviraju odgovarajuće enzime.

Nakupljanje kalcija je karakteristična značajka rast zuba, kostiju, školjki i drugih sličnih struktura. S druge strane, povećana razina kalcija u atipičnim područjima dovodi do stvaranja kamenca, osteoartritisa, katarakte i arterijskih poremećaja.

Elena Savinkina

Kalcij je element glavne podskupine druge skupine, četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 20. Označava se simbolom Ca (lat. Kalcij). Jednostavna tvar kalcij je mekani, kemijski aktivan zemnoalkalijski metal srebrno-bijele boje.

U prirodi ga ima mnogo: planinski lanci i glinene stijene nastaju od kalcijevih soli, ima ga u morskoj i riječnoj vodi, a ulazi u sastav biljnih i životinjskih organizama. Kalcij čini 3,38% mase zemljine kore (5. po zastupljenosti nakon kisika, silicija, aluminija i željeza).

Kalcij se u prirodi pojavljuje kao mješavina šest izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, među kojima je najčešći - 40 Ca - 96,97%.

Od šest prirodnih izotopa kalcija, pet ih je stabilno. Nedavno je otkriveno da je šesti izotop 48 Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), podvrgnut dvostrukom beta raspadu s vremenom poluraspada od 5,3 x 10 19 godina.

Najviše kalcija sadrže silikati i alumosilikati raznih stijena (graniti, gnajsovi i dr.), osobito feldspat - Ca anorthite.

U obliku sedimentnih stijena spojevi kalcija predstavljeni su kredom i vapnencima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mramor - mnogo je rjeđi u prirodi.

Minerali kalcija kao što su kalcit CaCO 3 , anhidrit CaSO 4 , alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O i gips CaSO 4 ·2H 2 O, fluorit CaF 2 , apatiti Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit MgCO3 ·CaCO3. Prisutnost soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njezinu tvrdoću.

Kalcij, snažno migrirajući u zemljinoj kori i nakupljajući se u različitim geokemijskim sustavima, tvori 385 minerala (četvrti najveći broj minerala).

U prirodnoj migraciji kalcija značajnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža", povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom uz stvaranje topljivog bikarbonata:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(ravnoteža se pomiče lijevo ili desno ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogene migracije igraju veliku ulogu.

Spojevi kalcija nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi također dolje). Značajna količina kalcija nalazi se u živim organizmima. Dakle, hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, osnova je koštanog tkiva kralješnjaka, uključujući i ljude; Ljuske i ljuske mnogih beskralješnjaka, ljuske jaja i dr. izgrađene su od kalcijevog karbonata CaCO 3. U živim tkivima ljudi i životinja ima 1,4-2% Ca (maseni udio); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u međustaničnoj tvari koštanog tkiva).

Kalcij je prvi dobio Davy 1808. godine pomoću elektrolize. No, kao i drugi alkalijski i zemnoalkalijski metali, element br. 20 ne može se dobiti elektrolizom iz vodenih otopina. Kalcij se dobiva elektrolizom njegovih rastaljenih soli.

Ovo je složen i energetski intenzivan proces. Kalcijev klorid se topi u elektrolizeru uz dodatak drugih soli (potrebne su za snižavanje tališta CaCl2).

Čelična katoda dodiruje samo površinu elektrolita; oslobođeni kalcij se na njemu lijepi i stvrdnjava. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postupno podiže i na kraju se dobije kalcijeva “šipka” duga 50...60 cm, zatim se izvadi, odbije od čelične katode i proces počinje ispočetka. “Metoda dodira” proizvodi kalcij jako kontaminiran kalcijevim kloridom, željezom, aluminijem i natrijem. Pročišćava se taljenjem u atmosferi argona.

Ako se čelična katoda zamijeni katodom od metala koji se može legirati s kalcijem, tada će se elektrolizom dobiti odgovarajuća legura. Ovisno o namjeni, može se koristiti kao legura ili se može dobiti čisti kalcij destilacijom u vakuumu. Tako se dobivaju legure kalcija s cinkom, olovom i bakrom.

Drugi način dobivanja kalcija - metalotermički - teorijski je opravdao još 1865. godine poznati ruski kemičar N.N. Beketov. Kalcij se reducira aluminijem pri tlaku od samo 0,01 mmHg. Temperatura procesa 1100...1200°C. Kalcij se dobiva u obliku pare, koja se potom kondenzira.

Posljednjih godina razvijena je još jedna metoda dobivanja elementa. Temelji se na toplinskoj disocijaciji kalcijevog karbida: karbid zagrijan u vakuumu na 1750°C raspada se na kalcijeve pare i čvrsti grafit.

Metalni kalcij postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, α-Ca s kubičnom centriranom rešetkom (parametar a = 0,558 nm) je stabilan; β-Ca s kubičnom tjelesno centriranom rešetkom tipa α-Fe (parametar a = 0,448 nm) je stabilniji. Standardna entalpija Δ H 0 prijelaz α → β iznosi 0,93 kJ/mol.

Postupnim povećanjem tlaka počinje pokazivati ​​svojstva poluvodiča, ali ne postaje poluvodič u punom smislu riječi (više nije ni metal). Daljnjim povećanjem tlaka vraća se u metalno stanje i počinje pokazivati ​​supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od temperature žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcija na mnogo je načina slično stronciju.

Unatoč sveprisutnosti elementa, čak ni kemičari nisu svi vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, kako izgledom tako i ponašanjem, potpuno se razlikuje od alkalnih metala, čiji je kontakt prepun opasnosti od požara i opeklina. Može se sigurno skladištiti na zraku; ne zapali se od vode. Mehanička svojstva elementarnog kalcija ne čine ga "crnom ovcom" u obitelji metala: kalcij nadmašuje mnoge od njih u čvrstoći i tvrdoći; može se tokariti na strugu, izvlačiti u žicu, kovati, prešati.

Pa ipak, elementarni kalcij se gotovo nikada ne koristi kao strukturni materijal. Previše je aktivan za to. Kalcij lako reagira s kisikom, sumporom i halogenima. Čak i s dušikom i vodikom, pod određenim uvjetima, reagira. Okolina ugljikovih oksida, inertna za većinu metala, agresivna je za kalcij. Gori u atmosferi CO i CO 2 .

Naravno, s takvim kemijskim svojstvima kalcij ne može postojati u prirodi u slobodnom stanju. Ali spojevi kalcija - prirodni i umjetni - stekli su iznimnu važnost.

Kalcij je tipičan zemnoalkalijski metal. Kemijska aktivnost kalcija je visoka, ali niža od one svih ostalih zemnoalkalijskih metala. Lako reagira s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlagom iz zraka, zbog čega je površina metalnog kalcija obično zagasito siva, pa se u laboratoriju kalcij obično čuva, kao i ostali zemnoalkalijski metali, u dobro zatvorenoj posudi pod slojem kerozina ili tekućeg parafina.

U nizu standardnih potencijala kalcij se nalazi lijevo od vodika. Standard potencijal elektrode parova Ca 2+ /Ca 0 −2,84 V, tako da kalcij aktivno reagira s vodom, ali bez paljenja:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 + Q.

Kalcij reagira s aktivnim nemetalima (kisik, klor, brom) u normalnim uvjetima:

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

Kada se zagrijava u zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcij reagira s manje aktivnim nemetalima (vodik, bor, ugljik, silicij, dušik, fosfor i drugi) kada se zagrijava, na primjer:

Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijev fosfid), poznati su i kalcijevi fosfidi sastava CaP i CaP 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (kalcijev silicid), poznati su i kalcijevi silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.

Pojava gore navedenih reakcija, u pravilu, prati oslobađanje velike količine topline (to jest, ove reakcije su egzotermne). U svim spojevima s nemetalima oksidacijsko stanje kalcija je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ion Ca 2+ je bezbojan. Kada se u plamen dodaju topive kalcijeve soli, plamen postaje ciglastocrven.

Kalcijeve soli kao što su CaCl 2 klorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat visoko su topljive u vodi. U vodi su netopljivi CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat i neki drugi.

Važno je da je, za razliku od kalcijevog karbonata CaCO 3, kiseli kalcijev karbonat (bikarbonat) Ca(HCO 3) 2 topiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kiša ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre u podzemlje i padne na vapnenac, uočava se njihovo otapanje:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3) 2.

Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijevim bikarbonatom dolazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zrakama, događa se obrnuta reakcija:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Tako se u prirodi prenose velike mase tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu stvoriti ogromne praznine, au špiljama se stvaraju prekrasne kamene "ledenice" - stalaktiti i stalagmiti.

Prisutnost otopljenog kalcijevog bikarbonata u vodi uvelike određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer kada voda proključa dolazi do razgradnje bikarbonata i taloženja CaCO 3 . Ova pojava dovodi, na primjer, do toga da se u kuhalu za vodu s vremenom stvara kamenac.

Sve donedavno, metalni kalcij nije bio gotovo nikakav. SAD, na primjer, prije Drugog svjetskog rata trošio je samo 10 ... 25 tona kalcija godišnje, Njemačka - 5 ... 10 tona Ali za razvoj novih područja tehnologije potrebni su mnogi rijetki i vatrostalni metali . Pokazalo se da je kalcij vrlo pogodan i aktivan redukcijski agens za mnoge od njih, a element se počeo koristiti u proizvodnji torija, vanadija, cirkonija, berilija, niobija, urana, tantala i drugih vatrostalnih metala. Čisti metalni kalcij naširoko se koristi u metalotermiji za proizvodnju rijetkih metala.

Čisti kalcij se koristi za legiranje olova koje se koristi za proizvodnju baterijskih ploča i starter olovnih baterija bez održavanja s niskim samopražnjenjem. Također, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijevih babita BKA.

Glavna upotreba metalnog kalcija je kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji metala, posebno nikla, bakra i nehrđajućeg čelika. Kalcij i njegov hidrid također se koriste za proizvodnju metala koje je teško reducirati kao što su krom, torij i uran. Legure kalcija i olova koriste se u baterijama i legurama za ležajeve. Granule kalcija također se koriste za uklanjanje tragova zraka iz vakuumskih uređaja.

Prirodna kreda u obliku praha uključena je u sastave za poliranje metala. Ali ne možete prati zube prirodnom kredom u prahu, jer sadrži ostatke ljuštura i ljuski najmanjih životinja, koji su izuzetno tvrdi i uništavaju zubnu caklinu.

Korištenjekalciju nuklearnoj fuziji

Izotop 48 Ca najučinkovitiji je i najčešće korišten materijal za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata periodnog sustava elemenata. Na primjer, u slučaju korištenja iona 48 Ca za proizvodnju superteških elemenata u akceleratorima, jezgre tih elemenata formiraju se stotinama i tisućama puta učinkovitije nego kod korištenja drugih "projektila" (iona). Radioaktivni kalcij naširoko se koristi u biologiji i medicini kao indikator izotopa u proučavanju procesa metabolizma minerala u živom organizmu. Uz njegovu pomoć utvrđeno je da u tijelu postoji kontinuirana izmjena iona kalcija između plazme, mekih tkiva, pa čak i koštanog tkiva. 45Ca također je odigrao veliku ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u tlu iu proučavanju procesa apsorpcije kalcija u biljkama. Koristeći isti izotop, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije čelika i ultra čistog željeza spojevima kalcija tijekom procesa taljenja.

Sposobnost kalcija da veže kisik i dušik omogućila je njegovu upotrebu za pročišćavanje inertnih plinova i kao geter (Geter je tvar koja se koristi za apsorpciju plinova i stvaranje dubokog vakuuma u elektroničkim uređajima.) u vakuumskoj radio opremi.

Neki umjetno proizvedeni spojevi kalcija postali su još poznatiji i uobičajeniji od vapnenca ili gipsa. Tako su stari graditelji koristili gašeni Ca(OH)2 i živo vapno CaO.

Cement je također spoj kalcija dobiven umjetnim putem. Prvo se peče mješavina gline ili pijeska i vapnenca kako bi se dobio klinker, koji se zatim melje u fini sivi prah. O cementu (ili bolje rečeno o cementima) možete puno pričati, ovo je tema samostalnog članka.

Isto vrijedi i za staklo, koje također obično sadrži element.

Kalcij hidrid

Zagrijavanjem kalcija u atmosferi vodika dobiva se CaH 2 (kalcijev hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) iu proizvodnji vodika na terenu.

Optički i laserski materijali

Kalcijev fluorid (fluorit) koristi se u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, leće, prizme) i kao laserski materijal. Kalcijev volframat (šeelit) u obliku monokristala koristi se u laserskoj tehnici, a također i kao scintilator.

Kalcijev karbid

Kalcijev karbid je tvar slučajno otkrivena tijekom testiranja novog dizajna peći. Donedavno se kalcijev karbid CaCl 2 uglavnom koristio za autogeno zavarivanje i rezanje metala. Kada karbid stupa u interakciju s vodom, nastaje acetilen, a izgaranje acetilena u struji kisika omogućuje postizanje temperature od gotovo 3000 °C. U posljednje vrijeme acetilen, a s njim i karbid, sve se manje koriste za zavarivanje, a sve više u kemijskoj industriji.

Kalcij kaokemijski izvor struje

Kalcij, kao i njegove legure s aluminijem i magnezijem, koriste se u pomoćnim toplinskim električnim baterijama kao anoda (na primjer, element kalcij-kromat). Kalcijev kromat se u takvim baterijama koristi kao katoda. Osobitost takvih baterija je izuzetno dugoročno skladištenje (desetljeća) u prikladnom stanju, mogućnost rada u bilo kojim uvjetima (prostor, visoki tlak), vel specifična energija težinom i volumenom. Nedostatak: kratak vijek trajanja. Takve baterije se koriste tamo gdje je potrebno stvoriti kolosalnu električnu energiju za kratko vrijeme (balističke rakete, neke svemirske letjelice itd.).

Vatrootporni materijali izkalcij

Kalcijev oksid, kako u slobodnom obliku tako iu sastavu keramičkih smjesa, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala.

Lijekovi

Spojevi kalcija naširoko se koriste kao antihistaminici.

• Kalcijev klorid
• Kalcijev glukonat
• Kalcijev glicerofosfat

Osim toga, spojevi kalcija uključeni su u lijekove za prevenciju osteoporoze, u komplekse vitamina za trudnice i starije osobe.

Kalcij je čest makronutrijent u tijelu biljaka, životinja i ljudi. Kod ljudi i drugih kralježnjaka najveći dio nalazi se u kosturu i zubima u obliku fosfata. Iz razne forme Kalcijev karbonat (vapno) čine kosturi većine skupina beskralješnjaka (spužve, koraljni polipi, mekušci itd.). Potrebe za kalcijem ovise o dobi. Obavezno za odrasle dnevna norma kreće se od 800 do 1000 miligrama (mg), a za djecu od 600 do 900 mg, što je vrlo važno za djecu zbog intenzivnog rasta kostura. Najveći dio kalcija koji u organizam uđe s hranom nalazi se u mliječnim proizvodima, a preostali kalcij dolazi iz mesa, ribe i nekih biljnih proizvoda (osobito mahunarki).

Aspirin, oksalna kiselina i derivati ​​estrogena ometaju apsorpciju kalcija. U kombinaciji s oksalnom kiselinom, kalcij proizvodi spojeve netopljive u vodi koji su sastavni dijelovi bubrežnih kamenaca.

Prevelike doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcijemiju, praćenu intenzivnom kalcifikacijom kostiju i tkiva (ponajviše zahvaćajući mokraćni sustav). Najveća dnevna sigurna doza za odraslu osobu je 1500 do 1800 miligrama.

Kalcij u tvrdoj vodi

Skup svojstava, definiranih jednom riječju "tvrdoća", daje vodi kalcijeve i magnezijeve soli otopljene u njoj. Tvrda voda je neprikladna za mnoge životne situacije. Formira sloj kamenca parni kotlovi i kotlovske instalacije, otežava bojanje i pranje tkanina, ali je pogodan za izradu sapuna i pripremu emulzija u proizvodnji parfema. Stoga su ranije, kada su metode omekšavanja vode bile nesavršene, tvornice tekstila i parfema obično bile smještene u blizini izvora "meke" vode.

Pravi se razlika između privremene i trajne rigidnosti. Privremenu (ili karbonatnu) tvrdoću vodi daju topljivi hidrokarbonati Ca(HCO 3) 2 i Mg(HCO 3) 2. Može se ukloniti jednostavnim kuhanjem, pri čemu se bikarbonati pretvaraju u u vodi netopljive kalcijeve i magnezijeve karbonate.

Konstantnu tvrdoću stvaraju sulfati i kloridi istih metala. I to se može eliminirati, ali je to mnogo teže učiniti.

Zbroj obje tvrdoće čini ukupnu tvrdoću vode. Različito se cijeni u različitim zemljama. Tvrdoću vode uobičajeno je izražavati brojem miligramskih ekvivalenata kalcija i magnezija u jednoj litri vode. Ako je u litri vode manje od 4 mEq, tada se voda smatra mekom; kako im se koncentracija povećava, ona postaje sve oštrija i, ako sadržaj prelazi 12 jedinica, vrlo oštra.

Tvrdoća vode obično se određuje pomoću otopine sapuna. Ova otopina (određene koncentracije) dodaje se kap po kap u odmjerenu količinu vode. Sve dok u vodi ima iona Ca 2+ ili Mg 2+, oni će ometati stvaranje pjene. Na temelju utroška otopine sapuna prije pojave pjene izračunava se sadržaj Ca 2+ i Mg 2+ iona.

Zanimljivo je da je tvrdoća vode određena na sličan način još u Stari Rim. Kao reagens poslužilo je samo crno vino - njegove tvari za bojenje također stvaraju talog s ionima kalcija i magnezija.

Skladištenje kalcija

Metalni kalcij može se dugo skladištiti u komadima težine od 0,5 do 60 kg. Takvi se komadi pohranjuju u papirnate vrećice smještene u bačve od pocinčanog željeza s lemljenim i obojanim šavovima. Čvrsto zatvorene bačve stavljaju se u drvene sanduke. Komadi težine manje od 0,5 kg ne mogu se dugo skladištiti - brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.

Kalcij (latinski Calcium, simbolizira Ca) je element s atomskim brojem 20 i atomskom masom 40,078. To je element glavne podskupine druge skupine, četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata Dmitrija Ivanoviča Mendeljejeva. U normalnim uvjetima, jednostavna tvar kalcij je lagan (1,54 g/cm3) kovak, mekan, kemijski aktivan zemnoalkalijski metal srebrnobijele boje.

U prirodi je kalcij predstavljen kao mješavina šest izotopa: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) i 48Ca (0,185%). Glavni izotop dvadesetog elementa - najčešćeg - je 40Ca, njegova izotopska zastupljenost je oko 97%. Od šest prirodnih izotopa kalcija, pet ih je stabilno; za šesti izotop 48Ca, najteži od šest i prilično rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,185%), nedavno je otkriveno da prolazi kroz dvostruki β-raspad s vremenom poluraspada od 5.3∙1019 godina. Umjetno dobiveni izotopi s masenim brojevima 39, 41, 45, 47 i 49 su radioaktivni. Najčešće se koriste kao izotopski indikator u proučavanju procesa metabolizma minerala u živom organizmu. 45Ca, dobiven ozračivanjem metalnog kalcija ili njegovih spojeva neutronima u uranovom reaktoru, igra važnu ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u tlu iu proučavanju procesa apsorpcije kalcija u biljkama. Zahvaljujući istom izotopu, bilo je moguće detektirati izvore kontaminacije raznih vrsta čelika i ultra čistog željeza spojevima kalcija tijekom procesa taljenja.

Spojevi kalcija - mramor, gips, vapnenac i vapno (proizvod pečenja vapnenca) poznati su od davnina i imali su široku primjenu u građevinarstvu i medicini. Stari Egipćani koristili su spojeve kalcija u gradnji svojih piramida, a stanovnici velikog Rima izmislili su beton - koristeći mješavinu drobljenog kamena, vapna i pijeska. Sve do samog kraja 18. stoljeća kemičari su bili uvjereni da je vapno jednostavna čvrsta tvar. Tek je 1789. godine Lavoisier predložio da su vapno, glinica i neki drugi spojevi složene tvari. Godine 1808. G. Davy je elektrolizom dobio metalni kalcij.

Upotreba metalnog kalcija povezana je s njegovom visokom kemijskom aktivnošću. Koristi se za dobivanje iz spojeva određenih metala, na primjer, torija, urana, kroma, cirkonija, cezija, rubidija; za uklanjanje kisika i sumpora iz čelika i nekih drugih legura; za dehidraciju organskih tekućina; za upijanje zaostalih plinova u vakuumskim uređajima. Osim toga, metalni kalcij služi kao legirajuća komponenta u nekim legurama. Kalcijevi spojevi imaju mnogo širu primjenu - koriste se u građevinarstvu, pirotehnici, proizvodnji stakla, medicini i mnogim drugim područjima.

Kalcij je jedan od najvažnijih biogenih elemenata, neophodan je većini živih organizama za normalno odvijanje životnih procesa. Tijelo odrasle osobe sadrži do jedan i pol kilograma kalcija. Prisutan je u svim tkivima i tekućinama živih organizama. Dvadeseti element neophodan je za stvaranje koštanog tkiva, održavanje rada srca, zgrušavanje krvi, održavanje normalne propusnosti vanjskih staničnih membrana i stvaranje niza enzima. Popis funkcija koje kalcij obavlja u tijelima biljaka i životinja vrlo je dugačak. Dovoljno je reći da se samo rijetki organizmi mogu razvijati u okolišu bez kalcija, dok se ostali organizmi sastoje od 38% ovog elementa (ljudsko tijelo sadrži samo oko 2% kalcija).

Biološka svojstva

Kalcij je jedan od biogenih elemenata, njegovi spojevi nalaze se u gotovo svim živim organizmima (malo se organizama može razvijati u okolišu bez kalcija), osiguravajući normalan tijek životnih procesa. Dvadeseti element prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka; najveći dio (u organizmima kralješnjaka, uključujući i čovjeka) nalazi se u kosturu i zubima u obliku fosfata (na primjer, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH ili 3Ca3 (PO4)2 Ca (OH)2). Korištenje dvadesetog elementa kao građevnog materijala za kosti i zube je zbog činjenice da se ioni kalcija ne koriste u stanici. Koncentraciju kalcija kontroliraju posebni hormoni, a njihovo zajedničko djelovanje čuva i održava strukturu kostiju. Kosturi većine skupina beskralježnjaka (mekušci, koralji, spužve i drugi) građeni su od različitih oblika kalcijevog karbonata CaCO3 (vapno). Mnogi beskralješnjaci pohranjuju kalcij prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljnim uvjetima. Životinje dobivaju kalcij iz hrane i vode, a biljke - iz tla i u odnosu na ovaj element dijele se na kalcifile i kalcefobe.

Ioni ovog važnog mikroelementa sudjeluju u procesima zgrušavanja krvi, kao iu osiguravanju stalnog osmotskog tlaka krvi. Osim toga, kalcij je neophodan za formiranje niza staničnih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih staničnih membrana, za oplodnju jajašca riba i drugih životinja te aktivaciju niza enzima (možda je to zbog činjenice da da kalcij zamjenjuje ione magnezija). Ioni kalcija prenose uzbuđenje na mišićno vlakno, uzrokujući njegovo kontraktiranje, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, pojačavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sustav zaštitnih proteina krvi, reguliraju egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera. Kalcij utječe na propusnost krvnih žila – bez ovog elementa masnoće, lipidi i kolesterol bi se taložili na stijenkama krvnih žila. Kalcij pospješuje izlučivanje soli iz organizma teški metali i radionuklida, obavlja antioksidativne funkcije. Kalcij djeluje na reproduktivni sustav, djeluje antistresno i djeluje antialergijski.

Sadržaj kalcija u tijelu odrasle osobe (težine 70 kg) iznosi 1,7 kg (uglavnom u međustaničnoj tvari koštanog tkiva). Potreba za ovim elementom ovisi o dobi: za odrasle je potreban dnevni unos od 800 do 1000 miligrama, za djecu od 600 do 900 miligrama. Za djecu je posebno važno unositi potrebne doze za intenzivan rast i razvoj kostiju. Glavni izvor kalcija u tijelu su mlijeko i mliječni proizvodi, a ostatak kalcija dolazi iz mesa, ribe i nekih biljnih proizvoda (osobito mahunarki). Apsorpcija kationa kalcija događa se u debelom crijevu i tanko crijevo, apsorpciju olakšavaju kiseli okoliš, vitamini C i D, laktoza (mliječna kiselina), kao i nezasićene masna kiselina. Zauzvrat, aspirin, oksalna kiselina i derivati ​​estrogena značajno smanjuju probavljivost dvadesetog elementa. Stoga, u kombinaciji s oksalnom kiselinom, kalcij proizvodi spojeve netopljive u vodi koji su sastavni dijelovi bubrežnih kamenaca. Uloga magnezija u metabolizmu kalcija je velika - njegovim nedostatkom kalcij se "ispire" iz kostiju i taloži u bubrezima (bubrežni kamenci) i mišićima. Općenito, tijelo ima složen sustav za pohranjivanje i otpuštanje dvadesetog elementa, zbog čega je sadržaj kalcija u krvi precizno reguliran, a kada pravilna prehrana nema manjka ni viška. Dugotrajna dijeta s kalcijem može uzrokovati grčeve, bolove u zglobovima, zatvor, umor, pospanost i zastoj u rastu. Dugotrajni nedostatak kalcija u prehrani dovodi do razvoja osteoporoze. Nikotin, kofein i alkohol neki su od uzroka manjka kalcija u organizmu, jer doprinose njegovom intenzivnom izlučivanju urinom. Međutim, višak dvadesetog elementa (odnosno vitamina D) dovodi do negativnih posljedica - razvija se hiperkalcijemija, koja ima za posljedicu intenzivnu kalcifikaciju kostiju i tkiva (uglavnom zahvaća mokraćni sustav). Dugotrajni višak kalcija remeti funkcioniranje mišićnog i živčanog tkiva, povećava zgrušavanje krvi i smanjuje apsorpciju cinka u stanicama kostiju. Osteoartritis, katarakta, problemi sa krvni tlak. Iz navedenog možemo zaključiti da stanice biljnih i životinjskih organizama trebaju strogo definirane omjere iona kalcija.

U farmakologiji i medicini spojevi kalcija koriste se za proizvodnju vitamina, tableta, pilula, injekcija, antibiotika, kao i za proizvodnju ampula i medicinskog posuđa.

Ispada da je prilično čest razlog muška neplodnost je nedostatak kalcija u organizmu! Činjenica je da glava spermija ima formaciju u obliku strelice, koja se u potpunosti sastoji od kalcija; s dovoljnom količinom ovog elementa, spermij je u stanju prevladati membranu i oploditi jaje; ako nema dovoljno količine, neplodnost javlja se.

Američki znanstvenici otkrili su da nedostatak iona kalcija u krvi dovodi do slabljenja pamćenja i smanjene inteligencije. Na primjer, iz poznatog američkog časopisa Science News saznalo se o eksperimentima koji su potvrdili da mačke razvijaju uvjetni refleks samo ako njihove moždane stanice sadrže više kalcija nego krvi.

Vrlo cijenjen u poljoprivreda spoj kalcijev cijanamid koristi se ne samo kao dušično gnojivo i izvor uree - vrijednog gnojiva i sirovine za proizvodnju umjetnih smola, već i kao tvar s kojom je bilo moguće mehanizirati žetvu pamučnih polja. Činjenica je da nakon tretiranja ovim spojem biljka pamuka trenutno odbacuje svoje lišće, što omogućava ljudima da branje pamuka prepuste strojevima.

Kada se govori o namirnicama bogatim kalcijem, uvijek se spominju mliječni proizvodi, ali samo mlijeko sadrži od 120 mg (kravlje) do 170 mg (ovčje) kalcija na 100 g; svježi sir je još siromašniji - samo 80 mg na 100 grama. Od mliječnih proizvoda samo sir sadrži od 730 mg (Gouda) do 970 mg (Emmenthal) kalcija na 100 g proizvoda. Ipak, rekorder po sadržaju dvadesetog elementa je mak – 100 grama sjemenki maka sadrži gotovo 1500 mg kalcija!

Kalcijev klorid CaCl2, koji se koristi, primjerice, u rashladnim uređajima, otpadni je proizvod mnogih kemijsko-tehnoloških procesa, posebice velike proizvodnje sode. Međutim, unatoč širokoj upotrebi kalcijevog klorida u raznim područjima, njegova potrošnja znatno je manja od proizvodnje. Iz tog razloga, primjerice, u blizini tvornica sode nastaju čitava jezera salamure kalcijevog klorida. Ovakva skladišta nisu neuobičajena.

Da bismo razumjeli koliko se kalcijevih spojeva konzumira, vrijedi navesti samo nekoliko primjera. U proizvodnji čelika vapno se koristi za uklanjanje fosfora, silicija, mangana i sumpora, u kisik-konvertorskom procesu troši se 75 kilograma vapna po toni čelika! Drugi primjer dolazi iz sasvim drugog područja – prehrambene industrije. U proizvodnji šećera, sirovi šećerni sirup reagira s vapnom kako bi se taložila kalcijeva saharoza. Dakle, šećer od trske obično zahtijeva oko 3-5 kg ​​vapna po toni, a šećer od repe - sto puta više, odnosno oko pola tone vapna po toni šećera!

“Tvrdoća” vode je niz svojstava koja vodi daju soli kalcija i magnezija otopljene u njoj. Ukočenost se dijeli na privremenu i trajnu. Privremena ili karbonatna tvrdoća uzrokovana je prisutnošću topivih hidrokarbonata Ca(HCO3)2 i Mg(HCO3)2 u vodi. Vrlo je lako riješiti se karbonatne tvrdoće - kada se voda prokuha, bikarbonati se pretvaraju u u vodi netopljive kalcijeve i magnezijeve karbonate, taložeći se. Trajnu tvrdoću stvaraju sulfati i kloridi istih metala, no riješiti ih se puno je teže. Tvrda voda je opasna ne toliko jer onemogućuje stvaranje sapunice i samim time lošije pere rublje, koliko je još gore što stvara sloj kamenca u parnim kotlovima i kotlovskim sustavima, čime se smanjuje njihova učinkovitost i dovodi do izvanrednih situacija. Zanimljivo je da su još u starom Rimu znali odrediti tvrdoću vode. Kao reagens korišteno je crno vino - njegove tvari za bojenje stvaraju talog s ionima kalcija i magnezija.

Vrlo je zanimljiv proces pripreme kalcija za skladištenje. Metalni kalcij se dugo skladišti u obliku komada težine od 0,5 do 60 kg. Ti se "ingoti" pakiraju u papirnate vrećice, zatim stavljaju u spremnike od pocinčanog željeza s lemljenim i obojenim šavovima. Čvrsto zatvorene posude stavljaju se u drvene kutije. Komadi koji teže manje od pola kilograma ne mogu se dugo skladištiti - kada se oksidiraju, brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.

Priča

Metalni kalcij dobiven je relativno nedavno - 1808. godine, ali čovječanstvo je već dugo upoznato sa spojevima ovog metala. Od davnina su ljudi koristili vapnenac, kredu, mramor, alabaster, gips i druge spojeve koji sadrže kalcij u građevinarstvu i medicini. Vapnenac CaCO3 je najvjerojatnije prvi građevinski materijal koji su ljudi koristili. Korišten je u izgradnji egipatskih piramida i Kineskog zida. Mnogi hramovi i crkve u Rusiji, kao i većina građevina drevne Moskve, izgrađeni su od vapnenca - bijelog kamena. Još u antičko doba čovjek je spaljivanjem vapnenca dobivao živo vapno (CaO), o čemu svjedoče djela Plinija Starijeg (1. st. n. e.) i Dioskorida, liječnika u rimskoj vojsci, koji je u eseju “O lijekovi“uveo naziv “živo vapno” za kalcijev oksid koji se održao do danas. I sve to unatoč činjenici da je čisti kalcijev oksid prvi opisao njemački kemičar I. Zatim tek 1746., a 1755. kemičar J. Black, proučavajući proces pečenja, otkrio je da do gubitka mase vapnenca tijekom pečenja dolazi zbog do oslobađanja plina ugljičnog dioksida:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Egipatske žbuke koje su korištene u piramidama u Gizi bile su bazirane na djelomično dehidriranom gipsu CaSO4 2H2O ili, drugim riječima, alabasteru 2CaSO4∙H2O. To je također osnova sve žbuke u Tutankamonovoj grobnici. Egipćani su koristili spaljeni gips (alabaster) kao vezivo u izgradnji objekata za navodnjavanje. Spaljivanje prirodnog gipsa na visoke temperature, egipatski su ga graditelji nastojali djelomično dehidrirati, a od molekule se odvojila ne samo voda, već i sumporni anhidrid. Nakon toga, kada se razrijedi vodom, dobivena je vrlo jaka masa koja se nije bojala vode i temperaturnih promjena.

Rimljani se s pravom mogu nazvati izumiteljima betona, jer su u svojim zgradama koristili jednu od sorti ovog građevinskog materijala - mješavinu drobljenog kamena, pijeska i vapna. Postoji opis izgradnje cisterni od takvog betona kod Plinija Starijeg: "Za izgradnju cisterni uzmite pet dijelova čistog šljunčanog pijeska, dva dijela najboljeg gašenog vapna i komadiće sileksa (tvrde lave) koji ne teže više od jednog svaku istucati, nakon miješanja dno i bočne površine zbiti udarcima željeznog nabijača " U vlažnoj talijanskoj klimi beton je bio najotporniji materijal.

Ispostavilo se da je čovječanstvo već dugo svjesno spojeva kalcija, koje su naširoko konzumirali. No, sve do kraja 18. stoljeća kemičari su vapno smatrali jednostavnom krutom tvari, a tek na pragu novoga stoljeća počelo je proučavanje prirode vapna i drugih spojeva kalcija. Tako je Stahl sugerirao da je vapno složeno tijelo koje se sastoji od zemljanih i vodenih principa, a Black je ustanovio razliku između kaustičnog vapna i ugljičnog vapna, koje je sadržavalo "fiksni zrak". Antoine Laurent Lavoisier klasificirao je vapnenačku zemlju (CaO) kao jedan od elemenata, tj. jednostavne tvari, iako je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezij, barit, glinica i silicij složene tvari, ali to će biti moguće dokazati samo razgradnjom "tvrdoglave zemlje" (kalcijev oksid). A prva osoba kojoj je to uspjelo bio je Humphry Davy. Nakon uspješne razgradnje kalijevih i natrijevih oksida elektrolizom, kemičar je odlučio na isti način dobiti i zemnoalkalijske metale. Međutim, prvi pokušaji bili su neuspješni - Englez je pokušao razgraditi vapno elektrolizom na zraku i pod slojem ulja, zatim je kalcinirao vapno s metalnim kalijem u cijevi i izveo mnoge druge pokuse, ali bezuspješno. Napokon je u uređaju sa živinom katodom elektrolizom vapna dobio amalgam, a iz njega metalni kalcij. Ubrzo su ovu metodu dobivanja metala poboljšali I. Berzelius i M. Pontin.

Novi element je dobio ime od latinske riječi "calx" (u genitivnom slučaju calcis) - vapno, mekani kamen. Calx je naziv za kredu, vapnenac, općenito šljunak, ali najčešće mort na bazi vapna. Ovaj koncept koristili su i antički autori (Vitruvije, Plinije Stariji, Dioskorid), opisujući pečenje vapnenca, gašenje vapna i pripremu žbuke. Kasnije, u krugu alkemičara, "calx" je označavao proizvod pečenja općenito - posebno metala. Primjerice, metalni oksidi nazivali su se metalnim vapnom, a sam proces pečenja nazivao se kalcinacijom. U drevnoj ruskoj recepturnoj literaturi nalazi se riječ kal (prljavština, glina), pa se u zbirci Trojice-Sergijeve lavre (XV. stoljeće) kaže: "nađite izmet, od njega stvaraju zlato lončića." Tek kasnije je riječ feces, koja je nedvojbeno povezana s riječi "calx", postala sinonim za riječ balega. U ruskoj literaturi ranog 19. stoljeća kalcij se ponekad nazivao baza vapnenačke zemlje, kalcizacija (Shcheglov, 1830), kalcifikacija (Iovsky), kalcij, kalcij (Hess).

Biti u prirodi

Kalcij je jedan od najzastupljenijih elemenata na našem planetu - peti po kvantitativnom sadržaju u prirodi (od nemetala češći je samo kisik - 49,5% i silicij - 25,3%) i treći među metalima (češći je samo aluminij - 7,5% i željezo - 5,08%). Clarke (prosječni sadržaj u zemljinoj kori) kalcija, prema različitim procjenama, kreće se od 2,96% mase do 3,38%, možemo sa sigurnošću reći da je ta brojka oko 3%. Vanjska ljuska atoma kalcija ima dva valentna elektrona, čija je veza s jezgrom prilično slaba. Iz tog razloga, kalcij je vrlo kemijski reaktivan i ne pojavljuje se u slobodnom obliku u prirodi. Međutim, aktivno migrira i akumulira se u različitim geokemijskim sustavima, tvoreći oko 400 minerala: silikata, aluminosilikata, karbonata, fosfata, sulfata, borosilikata, molibdata, klorida i drugih, koji su po ovom pokazatelju četvrti. Kada se bazaltne magme tale, kalcij se nakuplja u talini i uključuje se u sastav glavnih kamenotvornih minerala, tijekom čije frakcioniranja njegov sadržaj opada tijekom diferencijacije magme od bazičnih do kiselih stijena. Kalcij najvećim dijelom leži u donjem dijelu zemaljske kore, nakupljajući se u bazičnim stijenama (6,72%); malo je kalcija u zemljinom plaštu (0,7%) i, vjerojatno, još manje u zemljinoj jezgri (u željeznim meteoritima sličnim jezgri, dvadeseti element je samo 0,02%).

Istina, klark kalcija u kamenim meteoritima je 1,4% (nalazi se rijedak kalcijev sulfid), u srednje velikim stijenama je 4,65%, a kisele stijene sadrže 1,58% kalcija po težini. Glavni dio kalcija sadržan je u silikatima i alumosilikatima raznih stijena (graniti, gnajsi i dr.), osobito u feldspatu - anortitu Ca, kao iu diopsidu CaMg, volastonitu Ca3. U obliku sedimentnih stijena spojevi kalcija predstavljeni su kredom i vapnencima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3).

Kalcijev karbonat CaCO3 jedan je od najzastupljenijih spojeva na Zemlji - minerali kalcijevog karbonata pokrivaju približno 40 milijuna četvornih kilometara zemljine površine. U mnogim dijelovima Zemljine površine postoje značajne sedimentne naslage kalcijevog karbonata, koje su nastale od ostataka drevnih morskih organizama - krede, mramora, vapnenca, školjkaša - sve je to CaCO3 s manjim primjesama, a kalcit je čisti CaCO3. Najvažniji od ovih minerala je vapnenac, odnosno vapnenci - jer se svako ležište razlikuje po gustoći, sastavu i količini nečistoća. Na primjer, školjka je vapnenac organskog podrijetla, a kalcijev karbonat, koji ima manje nečistoća, tvori prozirne kristale vapnenca ili islandskog špara. Kreda je još jedna uobičajena vrsta kalcijevog karbonata, ali mramor, kristalni oblik kalcita, mnogo je rjeđi u prirodi. Opće je prihvaćeno da je mramor nastao iz vapnenca u davnim geološkim razdobljima. Kako se zemljina kora pomicala, pojedinačne naslage vapnenca bile su zakopane ispod slojeva drugih stijena. Pod utjecajem visokotlačni i temperature došlo je do procesa rekristalizacije, te je vapnenac prešao u gušću kristalnu stijenu – mramor. Bizarni stalaktiti i stalagmiti su mineral aragonit, koji je još jedna vrsta kalcijevog karbonata. Ortorombski aragonit nastaje u toplim morima – ogromni slojevi kalcijevog karbonata u obliku aragonita nastaju na Bahamima, Florida Keysu i u bazenu Crvenog mora. Dosta su rašireni i minerali kalcija kao što su fluorit CaF2, dolomit MgCO3 CaCO3, anhidrit CaSO4, fosforit Ca5(PO4)3(OH,CO3) (s raznim nečistoćama) i apatiti Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) - oblici kalcijevog fosfata, alabastera CaSO4 0,5H2O i gipsa CaSO4 2H2O (oblici kalcijevog sulfata) i dr. Minerali koji sadrže kalcij sadrže izomorfno zamjenjujuće nečistoće (na primjer, natrij, stroncij, rijetke zemlje, radioaktivne i druge elemente).

Velika količina dvadesetog elementa nalazi se u prirodnim vodama zbog postojanja globalne „karbonatne ravnoteže“ između slabo topljivog CaCO3, visoko topljivog Ca(HCO3)2 i CO2 koji se nalazi u vodi i zraku:

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-

Ova reakcija je reverzibilna i temelj je preraspodjele dvadesetog elementa - s visokim sadržajem ugljičnog dioksida u vodama kalcij je u otopini, a s niskim sadržajem CO2 taloži se mineral kalcit CaCO3, stvarajući debele naslage vapnenca, krede , i mramor.

Značajna količina kalcija dio je živih organizama, na primjer, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH, ili, u drugom unosu, 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 - osnova koštanog tkiva kralježnjaka, uključujući i ljude. Kalcijev karbonat CaCO3 glavna je komponenta školjki i ljuštura mnogih beskralježnjaka, ljuski jaja, koralja, pa čak i bisera.

Primjena

Metalni kalcij se koristi prilično rijetko. Uglavnom, ovaj metal (kao i njegov hidrid) koristi se u metalotermičkoj proizvodnji teško reduciranih metala - urana, titana, torija, cirkonija, cezija, rubidija i niza metala rijetkih zemalja iz njihovih spojeva (oksida ili halogenida). ). Kalcij se koristi kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji nikla, bakra i nehrđajućeg čelika. Dvadeseti element također se koristi za dezoksidaciju čelika, bronce i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih proizvoda, za dehidraciju organskih otapala, za pročišćavanje argona od nečistoća dušika i kao apsorber plina u električnim vakuumskim uređajima. Metalni kalcij koristi se u proizvodnji antifrikcijskih legura sustava Pb-Na-Ca (koje se koriste u ležajevima), kao i legura Pb-Ca koja se koristi za izradu plašta električnih kabela. Silikokalcijeva legura (Ca-Si-Ca) koristi se kao sredstvo za deoksidaciju i sredstvo za otplinjavanje u proizvodnji kvalitetnih čelika. Kalcij se koristi i kao legirajući element za aluminijske legure i kao modificirajući aditiv za magnezijeve legure. Na primjer, uvođenje kalcija povećava čvrstoću aluminijskih ležajeva. Čisti kalcij također se koristi za legiranje olova, koje se koristi za proizvodnju baterijskih ploča i startnih olovnih baterija bez održavanja s niskim samopražnjenjem. Također, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijevih babita BKA. Uz pomoć kalcija regulira se sadržaj ugljika u lijevanom željezu i uklanja bizmut iz olova, a čelik se pročišćava od kisika, sumpora i fosfora. Kalcij, kao i njegove legure s aluminijem i magnezijem, koriste se u toplinskim električnim pričuvnim baterijama kao anoda (na primjer, element kalcijev kromat).

Međutim, spojevi dvadesetog elementa koriste se mnogo šire. I prije svega govorimo o prirodnim spojevima kalcija. Jedan od najčešćih spojeva kalcija na Zemlji je CaCO3 karbonat. Čisti kalcijev karbonat je mineral kalcit, a vapnenac, kreda, mramor i školjkaš su CaCO3 s manjim primjesama. Mješavina kalcijevog i magnezijevog karbonata naziva se dolomit. Vapnenac i dolomit uglavnom se koriste kao građevinski materijali, cestovne površine ili za odkiseljavanje tla. Kalcijev karbonat CaCO3 neophodan je za proizvodnju kalcijevog oksida (živog vapna) CaO i kalcijevog hidroksida (gašenog vapna) Ca(OH)2. S druge strane, CaO i Ca(OH)2 su glavne tvari u mnogim područjima kemijske, metalurške i strojarske industrije - kalcijev oksid, kako u slobodnom obliku tako i kao dio keramičkih smjesa, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala; Industriji celuloze i papira potrebne su kolosalne količine kalcijevog hidroksida. Osim toga, Ca(OH)2 se koristi u proizvodnji izbjeljivača (dobro izbjeljivač i dezinfekcijsko sredstvo), bertholet sol, soda, neki pesticidi za suzbijanje biljnih štetnika. Ogromna količina vapna troši se u proizvodnji čelika - za uklanjanje sumpora, fosfora, silicija i mangana. Druga uloga vapna u metalurgiji je proizvodnja magnezija. Vapno se također koristi kao mazivo za izvlačenje čelične žice i neutraliziranje otpadnih tekućina za dekapiranje koje sadrže sumpornu kiselinu. Osim toga, vapno je najčešći kemijski reagens u liječenju pića i industrijske vode(zajedno sa solima stipse ili željeza koagulira suspenzije i uklanja talog, a također omekšava vodu uklanjanjem privremene - hidrokarbonatne - tvrdoće). U svakodnevnom životu i medicini istaloženi kalcijev karbonat koristi se kao neutralizator kiseline, blagi abraziv u pastama za zube, izvor dodatnog kalcija u prehrani, sastojak žvakaćih guma i punilo u kozmetici. CaCO3 se također koristi kao punilo u gumama, lateksu, bojama i emajlima, kao iu plastici (oko 10% težine) za poboljšanje njihove otpornosti na toplinu, krutosti, tvrdoće i obradivosti.

Kalcijev fluorid CaF2 je od posebne važnosti, jer je u obliku minerala (fluorita) jedini industrijski važan izvor fluora! Kalcijev fluorid (fluorit) koristi se u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, leće, prizme) i kao laserski materijal. Činjenica je da su stakla napravljena samo od kalcij fluorida propusna za cijelo područje spektra. Kalcijev volframat (šeelit) u obliku monokristala koristi se u laserskoj tehnici, a također i kao scintilator. Ništa manje važan nije ni kalcijev klorid CaCl2 - sastojak rasola za rashladne uređaje i za punjenje guma traktora i drugih vozila. Uz pomoć kalcijevog klorida, ceste i nogostupi se čiste od snijega i leda; ovaj spoj se koristi za zaštitu ugljena i rude od smrzavanja tijekom transporta i skladištenja; drvo se impregnira njegovom otopinom kako bi postalo otporno na vatru. CaCl2 se koristi u betonskim mješavinama za ubrzavanje početka vezivanja i povećanje početne i konačne čvrstoće betona.

Umjetno proizvedeni kalcijev karbid CaC2 (kalciniranjem kalcijevog oksida s koksom u električnim pećima) koristi se za proizvodnju acetilena i redukciju metala, kao i za proizvodnju kalcijevog cijanamida, koji pak pod djelovanjem vodene pare oslobađa amonijak. Osim toga, kalcijev cijanamid se koristi za proizvodnju uree - vrijednog gnojiva i sirovine za proizvodnju umjetnih smola. Zagrijavanjem kalcija u atmosferi vodika dobiva se CaH2 (kalcijev hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) iu proizvodnji vodika u polju (iz 1 kilograma kalcijevog hidrida može se dobiti više od kubičnog metra vodika). ), koji se koristi za punjenje balona, ​​na primjer. U laboratorijskoj praksi kalcijev hidrid se koristi kao energetski redukcijski agens. Insekticid kalcijev arsenat, koji se dobiva neutralizacijom arsenske kiseline s vapnom, naširoko se koristi za suzbijanje pamučnog žiška, zupca, duhanskog crva i koloradske zlatice. Važni fungicidi su prskanje vapnenim sulfatom i bordoška smjesa, koja se proizvodi od bakrenog sulfata i kalcijevog hidroksida.

Proizvodnja

Prvi koji je dobio metalni kalcij bio je engleski kemičar Humphry Davy. 1808. elektrolizirao je smjesu vlažnog gašenog vapna Ca(OH)2 sa živinim oksidom HgO na platinastoj ploči koja je služila kao anoda (kao katoda je bila platinasta žica uronjena u živu), čime je Davy dobio kalcij amalgama uklanjanjem žive iz njega, kemičar je dobio novi metal, koji je nazvao kalcijem.

U suvremenoj industriji slobodni metalni kalcij dobiva se elektrolizom taline kalcijevog klorida CaCl2, čiji je udio 75-85%, i kalijevog klorida KCl (moguće je koristiti smjesu CaCl2 i CaF2) ili aluminotermičkom redukcijom. kalcijevog oksida CaO na temperaturi od 1170-1200 °C. Čisti bezvodni kalcijev klorid potreban za elektrolizu dobiva se kloriranjem kalcijevog oksida pri zagrijavanju u prisutnosti ugljena ili dehidratacijom CaCl2∙6H2O dobivenog djelovanjem klorovodične kiseline na vapnenac. Proces elektrolize odvija se u kupki za elektrolizu u koju se stavlja suha sol kalcijevog klorida bez nečistoća i kalijev klorid potreban za snižavanje tališta smjese. Grafitni blokovi postavljeni su iznad kupke - anoda, kupka od lijevanog željeza ili čelika ispunjena legurom bakra i kalcija, djeluje kao katoda. Tijekom procesa elektrolize kalcij prelazi u leguru bakra i kalcija, značajno je obogaćujući; dio obogaćene legure se stalno uklanja, umjesto toga dodaje se legura osiromašena kalcijem (30-35% Ca), pri čemu nastaje klor smjesa klor-zrak (anodni plinovi), koja naknadno ide na kloriranje vapnenog mlijeka. Obogaćena legura bakra i kalcija može se koristiti izravno kao legura ili poslati na pročišćavanje (destilaciju), gdje se iz nje destilacijom u vakuumu (pri temperaturi od 1.000-1.080 °C i zaostalom tlaku od 13-20 kPa). Da bi se dobio kalcij visoke čistoće, destilira se dva puta. Proces elektrolize se odvija na temperaturi od 680-720 °C. Poanta je da je ovo najviše optimalna temperatura za elektrolitički proces - pri nižoj temperaturi legura obogaćena kalcijem ispliva na površinu elektrolita, a pri višoj temperaturi kalcij se otapa u elektrolitu uz stvaranje CaCl. Tijekom elektrolize s tekućim katodama od legura kalcija i olova ili kalcija i cinka, legura kalcija s olovom (za ležajeve) i s cinkom (za izradu pjenastog betona - kada legura reagira s vlagom, oslobađa se vodik i stvara se porozna struktura). ) dobivaju se izravno. Ponekad se postupak provodi s ohlađenom željeznom katodom, koja dolazi u dodir samo s površinom rastaljenog elektrolita. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postupno podiže i štapić (50-60 cm) kalcija se izvlači iz taline, zaštićen od atmosferskog kisika slojem skrutnutog elektrolita. „Metoda dodira“ proizvodi kalcij jako kontaminiran kalcijevim kloridom, željezom, aluminijem i natrijem; pročišćavanje se provodi taljenjem u atmosferi argona.

Drugi način dobivanja kalcija - metalotermički - teorijski je opravdao još 1865. godine poznati ruski kemičar N. N. Beketov. Aluminotermna metoda temelji se na reakciji:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketi se prešaju iz mješavine kalcijevog oksida i aluminija u prahu, stavljaju se u retortu od krom-nikal čelika i dobiveni kalcij se destilira na 1170-1200 °C i zaostalom tlaku od 0,7-2,6 Pa. Kalcij se dobiva u obliku pare, koja se zatim kondenzira na hladnoj površini. Aluminotermička metoda za proizvodnju kalcija koristi se u Kini, Francuskoj i nizu drugih zemalja. SAD su prve upotrijebile metalotermičku metodu proizvodnje kalcija u industrijskim razmjerima tijekom Drugog svjetskog rata. Na isti se način kalcij može dobiti redukcijom CaO s ferosilicijem ili silikoaluminijem. Kalcij se proizvodi u obliku ingota ili ploča čistoće 98-99%.

Za i protiv postoje u obje metode. Elektrolitička metoda je višeoperativna, energetski intenzivna (40-50 kWh energije troši se na 1 kg kalcija), a također nije ekološki prihvatljiva, zahtijeva veliku količinu reagensa i materijala. Međutim, prinos kalcija ovom metodom je 70-80%, dok je kod aluminotermne metode iskorištenje samo 50-60%. Osim toga, kod metalotermičke metode dobivanja kalcija nedostatak je što je potrebno provoditi višekratnu destilaciju, a prednost je mala potrošnja energije i odsutnost plinovitih i tekućih štetnih emisija.

Nedavno je razvijena nova metoda za proizvodnju metalnog kalcija - ona se temelji na toplinskoj disocijaciji kalcijevog karbida: karbid zagrijan u vakuumu na 1.750 °C razgrađuje se na kalcijeve pare i čvrsti grafit.

Do sredine 20. stoljeća metalni kalcij proizvodio se u vrlo malim količinama, jer nije našao gotovo nikakvu primjenu. Na primjer, u Sjedinjenim Američkim Državama tijekom Drugog svjetskog rata nije se konzumiralo više od 25 tona kalcija, au Njemačkoj samo 5-10 tona. Tek u drugoj polovici 20. stoljeća, kada je postalo jasno da je kalcij aktivno redukcijsko sredstvo za mnoge rijetke i vatrostalne metale, došlo je do brzog porasta potrošnje (oko 100 tona godišnje) i, kao posljedica toga, proizvodnje ovog metala. počeo. S razvojem nuklearne industrije, gdje se kalcij koristi kao komponenta metalotermne redukcije urana iz uranijevog tetrafluorida (osim u Sjedinjenim Državama, gdje se umjesto kalcija koristi magnezij), potražnja (oko 2000 tona godišnje) za elementa broj dvadeset, kao i njegova proizvodnja višestruko je porasla. Trenutno se Kina, Rusija, Kanada i Francuska mogu smatrati glavnim proizvođačima metalnog kalcija. Iz ovih zemalja kalcij se šalje u SAD, Meksiko, Australiju, Švicarsku, Japan, Njemačku i Veliku Britaniju. Cijene metalnog kalcija postojano su rasle sve dok Kina nije počela proizvoditi metal u tolikim količinama da je došlo do viška dvadesetog elementa na svjetskom tržištu, što je uzrokovalo strmoglavi pad cijene.

Fizička svojstva

Što je metalni kalcij? Kakva svojstva ima ovaj element kojeg je 1808. godine dobio engleski kemičar Humphry Davy, metal čija masa u tijelu odraslog čovjeka može biti i do 2 kilograma?

Jednostavna tvar kalcij je srebrno-bijeli laki metal. Gustoća kalcija iznosi samo 1,54 g/cm3 (na temperaturi od 20 °C), što je znatno manje od gustoće željeza (7,87 g/cm3), olova (11,34 g/cm3), zlata (19,3 g/cm3). ) ili platine (21,5 g/cm3). Kalcij je čak i lakši od takvih "bez težine" metala kao što su aluminij (2,70 g/cm3) ili magnezij (1,74 g/cm3). Malo se metala može “pohvaliti” gustoćom nižom od gustoće dvadesetog elementa - natrija (0,97 g/cm3), kalija (0,86 g/cm3), litija (0,53 g/cm3). Gustoća kalcija vrlo je slična gustoći rubidija (1,53 g/cm3). Talište kalcija je 851 °C, vrelište 1480 °C. Ostali zemnoalkalijski metali imaju slična tališta (iako malo niža) i vrelišta - stroncij (770 °C i 1380 °C) i barij (710 °C i 1640 °C).

Metalni kalcij postoji u dvije alotropske modifikacije: na normalnim temperaturama do 443 °C, α-kalcij je stabilan s kubičnom plošno centriranom rešetkom poput bakra, s parametrima: a = 0,558 nm, z = 4, prostorna skupina Fm3m, atomski radijus 1,97 A, ionski Ca2+ polumjer 1,04 A; u temperaturnom području 443-842 °C stabilan je β-kalcij s tjelesno centriranom kubičnom rešetkom tipa α-željeza, s parametrima a = 0,448 nm, z = 2, prostorna grupa Im3m. Standardna entalpija prijelaza iz α-modifikacije u β-modifikaciju je 0,93 kJ/mol. Temperaturni koeficijent linearne ekspanzije za kalcij u temperaturnom području 0-300 °C je 22 10-6. Toplinska vodljivost dvadesetog elementa na 20 °C iznosi 125,6 W/(m K) ili 0,3 cal/(cm sec °C). Specifični toplinski kapacitet kalcija u području od 0 do 100 °C iznosi 623,9 J/(kg K) ili 0,149 cal/(g °C). Električni otpor kalcija pri temperaturi od 20° C iznosi 4,6 10-8 ohm m ili 4,6 10-6 ohm cm; temperaturni koeficijent električnog otpora elementa broj dvadeset je 4,57 10-3 (pri 20 °C). Modul elastičnosti kalcija 26 H/m2 ili 2600 kgf/mm2; vlačna čvrstoća 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); granica elastičnosti za kalcij je 4 MN / m2 ili 0,4 kgf / mm2, granica tečenja je 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); relativno istezanje dvadesetog elementa 50%; Tvrdoća kalcija po Brinellu je 200-300 MN/m2 ili 20-30 kgf/mm2. S postupnim povećanjem tlaka, kalcij počinje pokazivati ​​svojstva poluvodiča, ali to ne postaje u punom smislu te riječi (istodobno više nije metal). Daljnjim porastom tlaka kalcij se vraća u metalno stanje i počinje pokazivati ​​svojstva supravodljivosti (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od temperature žive, a po vodljivosti daleko premašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcija na mnogo je načina slično stronciju (to jest, paralele u periodnom sustavu ostaju).

Mehanička svojstva elementarnog kalcija ne razlikuju se od svojstava ostalih članova obitelji metala, koji su izvrsni konstrukcijski materijali: metalni kalcij visoke čistoće je duktilan, lako se preša i valja, izvlači u žicu, kovan je i podložan rezanju - može se tokariti na strugu. No, usprkos svim ovim izvrsnim svojstvima građevinskog materijala, kalcij nije jedan - razlog za to je njegova visoka kemijska aktivnost. Istina, ne treba zaboraviti da je kalcij nezamjenjivi strukturni materijal koštanog tkiva, a njegovi minerali su građevinski materijal mnogo tisućljeća.

Kemijska svojstva

Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma kalcija je 4s2, što određuje valenciju 2 dvadesetog elementa u spojevima. Dva elektrona vanjskog sloja se relativno lako odvajaju od atoma, koji se pretvaraju u pozitivne dvostruko nabijene ione. Iz tog razloga, u smislu kemijske aktivnosti, kalcij je samo malo inferioran u odnosu na alkalijske metale (kalij, natrij, litij). Kao i potonji, kalcij, čak i na običnoj sobnoj temperaturi, lako stupa u interakciju s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlažnim zrakom, prekrivajući se tamno sivim filmom mješavine CaO oksida i Ca(OH)2 hidroksida. Stoga se kalcij čuva u hermetički zatvorenoj posudi pod slojem mineralnog ulja, tekućeg parafina ili kerozina. Kada se zagrijava u kisiku i zraku, kalcij se zapali, izgarajući jarko crvenim plamenom, stvarajući osnovni oksid CaO, koji je bijela tvar vrlo otporna na vatru s talištem od približno 2600 °C. Kalcijev oksid je također poznat u tehnici kao živo vapno ili pečeno vapno. Dobiveni su i kalcijevi peroksidi - CaO2 i CaO4. Kalcij reagira s vodom pri čemu se oslobađa vodik (u nizu standardnih potencijala kalcij se nalazi lijevo od vodika i sposoban ga je istisnuti iz vode) i nastaje kalcijev hidroksid Ca(OH)2, a u hladna voda brzina reakcije postupno se smanjuje (zbog stvaranja sloja slabo topljivog kalcijevog hidroksida na površini metala):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kalcij snažnije stupa u interakciju sa Vruća voda, brzo istiskujući vodik i stvarajući Ca(OH)2. Kalcijev hidroksid Ca(OH)2 je jaka baza, slabo topljiva u vodi. Zasićena otopina kalcijevog hidroksida naziva se vapnena voda i alkalna je. Na zraku se vapnena voda brzo zamuti zbog apsorpcije ugljičnog dioksida i stvaranja netopljivog kalcijevog karbonata. Unatoč tako burnim procesima koji se događaju tijekom interakcije dvadesetog elementa s vodom, ipak, za razliku od alkalnih metala, reakcija između kalcija i vode odvija se manje energično - bez eksplozija ili požara. Općenito, kemijska aktivnost kalcija niža je od one drugih zemnoalkalijskih metala.

Kalcij se aktivno spaja s halogenima, tvoreći spojeve tipa CaX2 - reagira s fluorom na hladnoći, te s klorom i bromom na temperaturama iznad 400 ° C, dajući CaF2, CaCl2 i CaBr2, redom. Ovi halogenidi u rastaljenom stanju tvore s kalcijevim monohalidima tipa CaX - CaF, CaCl, u kojima je kalcij formalno jednovalentan. Ovi spojevi su stabilni samo iznad temperatura taljenja dihalogenida (oni disproporcioniraju nakon hlađenja i formiraju Ca i CaX2). Osim toga, kalcij aktivno komunicira, posebno kada se zagrijava, s raznim nemetalima: sa sumporom, kada se zagrijava, dobiva se kalcijev sulfid CaS, potonji dodaje sumpor, tvoreći polisulfide (CaS2, CaS4 i drugi); u interakciji sa suhim vodikom na temperaturi od 300-400 °C, kalcij stvara hidrid CaH2 - ionski spoj u kojem je vodik anion. Kalcijev hidrid CaH2 je bijela tvar nalik soli koja burno reagira s vodom i oslobađa vodik:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Kada se zagrijava (oko 500° C) u atmosferi dušika, kalcij se zapali i formira nitrid Ca3N2, poznat u dva kristalna oblika - visokotemperaturni α i niskotemperaturni β. Nitrid Ca3N4 također je dobiven zagrijavanjem kalcijevog amida Ca(NH2)2 u vakuumu. Zagrijavanjem bez pristupa zraka s grafitom (ugljikom), silicijem ili fosforom, kalcij daje kalcijev karbid CaC2, silicide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 i fosfide Ca3P2, CaP i CaP3. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

S borom, kalcij tvori kalcijev borid CaB6, s halkogenima - halkogenide CaS, CaSe, CaTe. Poznati su i polihalkogenidi CaS4, CaS5, Ca2Te3. Kalcij tvori intermetalne spojeve s raznim metalima – aluminijem, zlatom, srebrom, bakrom, olovom i drugima. Budući da je energetski redukcijski agens, kalcij istiskuje gotovo sve metale iz njihovih oksida, sulfida i halogenida kada se zagrijava. Kalcij se dobro otapa u tekućem amonijaku NH3 pri čemu nastaje plava otopina, čijim se isparavanjem oslobađa amonijak [Ca(NH3)6] - čvrsti spoj zlatne boje s metalnom vodljivošću. Kalcijeve soli obično se dobivaju međudjelovanjem kiselinskih oksida s kalcijevim oksidom, djelovanjem kiselina na Ca(OH)2 ili CaCO3 te reakcijama izmjene u vodenim otopinama elektrolita. Mnoge soli kalcija vrlo su topive u vodi (CaCl2 klorid, CaBr2 bromid, CaI2 jodid i Ca(NO3)2 nitrat), gotovo uvijek tvore kristalne hidrate. U vodi su netopljivi fluorid CaF2, karbonat CaCO3, sulfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 i neki drugi.