Характеристика Кальция
Химические свойства элемента.
Конфигурация внешней электронной оболочки атома кальция (Ca) 4s2, в соответствии с чем кальций (Ca) в соединениях 2-валентен. Два электрона внешней оболочки сравнительно легко отщепляются от атомов, которые превращаются при этом в положительные двухзарядные ионы. [1]
Химически кальций (Са) очень активен. В ряду напряжений он располагается среди наиболее электроотрицательных металлов.
При обычной температуре кальций (Ca) легко взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, поэтому его хранят в герметически закрытых сосудах или под минеральным маслом, т.к. на воздухе кальций (Са) быстро покрывается слоем оксида. При нагревании на воздухе или в кислороде воспламеняется, давая основной окисел CaO (оксид кальция). [5]
Кальций относится к щелочноземельным металлам. Все щелочноземельные элементы – типичные металлы, они менее реакционноспособны, чем щелочные металлы.
1. В обычных условиях кальций (Са) растворяется в воде, образуя гидроксид, который является сильным основанием:
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 +Н2↑
гидроксид Са
2.При взаимодействии с кислородом кальций образует оксид:
2Са + О2 =2СаО
оксид Са
Оксиды щелочноземельных металлов проявляют основные свойства.
Кальций – очень активный металл, легко соединяющийся с галогенами, серой, азотом и восстанавливающий при нагревании оксиды многих металлов.
3. Взаимодействие с неметаллами:
tº
Са + S = CaS
сульфид Са
4.Взаимодействие оксида кальция с оксидом азота:
CaO + N2O5 = Ca(NO3)2
о.о. + к.о. = соль
нитрат Са
5.Взаимодействие гидроксида кальция с оксидом фосфора:
3Ca(OH)2 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3H2O
щёлочь + к.о. = соль + вода
ортофосфат Са
- Взаимодействие кальция и азота при нагревании:
t=500ºС
3Са + N2 = Ca3N2
2. Получение негашеной извести:
СаСО3 = СаО + СО2↑
карбонат Са=оксид Са+углекислый газ
3. Гашение извести:
СаО + Н2О = Са(ОН)2
негашеная +вода= гашеная
известь известь
4. Взаимодействие с галогенами: с фтором кальций реагирует на холоде, а с хлором и бромом – выше 400ºС, давая соответственно CaF2 (кальция фторид), CaCl2 (кальция хлорид) и CaBr2 (кальция бромид).
Эти галогены в расплавленном состоянии образуют с кальцием (Са) так называемые субсоединения – CaF, CaCl, в которых Са формально одновалентен. [5]
Получение элемента в лабораторных и промышленных условиях.
Промышленное значение для производства металлического кальция (Са) имеет только чистый известняк.
В промышленности кальций (Са) получают двумя способами: электролизом расплавленного хлорида кальция или смесей хлорида кальция(CaCl2) и фторида кальция (CaF2), либо металлотермическим восстановлением оксида кальция (СаО) в вакууме.[5]
Электролиз ведут при 800ºС :
CaCl2 = Ca + Cl2 ↑
Другой метод получения кальция – металлотермический – был теоретически обоснован еще в 1865 г. известным русским химиком Н.Н. Бекетовым. Кальций восстанавливают алюминием при давлении всего в 0,01 мм ртутного столба. Температура процесса 1100 .1200°C. Кальций получается при этом в виде пара, который затем конденсируют. 6СаО + 2Аl = 3CaO∙Al2O3 + 3Ca
В последние годы разработан еще один способ получения элемента №20. Он основан на термической диссоциации карбида кальция: раскаленный в вакууме до 1750°C карбид разлагается с образованием паров кальция и твердого графита.[4]
Применение элемента и его соединений.
В виде чистого металла кальций (Ca) применяют как восстановитель урана (U), тория(Th), хрома(Cr), ванадия(V), циркония(Zr), цезия(Cs), рубидия(Rb) и некоторых редкоземельных металлов из их соединений.[5] Его используют также для раскисления сталей, бронз и др. сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примеси азота и в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах. Кальций применяется для получения гидрида, который является источником водорода в полевых условиях, для получения ацетилена, изготовления свинцовых сплавов для облочек кабеля.[2]
В медицине применение препаратов Ca устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Ca2+ в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Ca снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, крапивница, ангионевротический отёк, сенная лихорадка и др.). Препараты Ca уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при лучевой болезни, воспалительных и экссудативных процессах (пневмония, плеврит, эндометрит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают как кровоостанавливающие средства, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки; как слабые мочегонные и как противоядия при отравлении солями магния.
К препаратам Ca относится также гипс (CaSO4), применяемый в хирургии для гипсовых повязок, и мел (СаСО3), назначаемый внутрь при повышенной кислотности желудочного сока и для приготовления зубного порошка.[5]
Кальций постоянно окружает горожан: почти все основные стройматериалы – бетон, стекло, кирпич, цемент, известь – содержат этот элемент в значительных количествах.
Даже пролетая в самолете на многокилометровой высоте, мы не избавляемся от постоянного соседства с элементом №20. Если, допустим, в самолете 100 человек, то, значит, этот самолет несет на борту примерно 150 кг кальция – в организме каждого взрослого человека не меньше килограмма элемента №20. Не исключено, что во время полета количество кальция вблизи нас намного больше: известно, что сплавы кальция с магнием применяются в самолетостроении. Словом, от кальция – никуда, и без кальция тоже.[4]
Литература:
1. Н.Л.Глинка «Общая химия» Москва, издательство «Интеграл-пресс», 2002г.
2. Ю.И.Ривлин, М.А.Коротков, В.Н.Чернобыльский «Металлы и их заменители» Москва, издательство «Металлургия», 1973г.
3. «Новая Иллюстрированная Энциклопедия» Москва, научное издательство «Большая российская энциклопедия», 2001г.
4. «Краткий справочник школьника» Москва, издательский дом «Дрофа», 1998г.
5. «Краткая химическая энциклопедия», т.2, М., 1963г., с.370-375.
