Применение соединений кальция

Химия — это наука о веществах, их строении, свойствах и взаимопревращениях.

Химия тесно связана с другими естественными науками: физикой, биологией, геологией. Многие разделы современной науки возникли на стыке этих наук: физическая химия, геохимия, биохимия.

Новая специальность в системе химических дисциплин под названием «Классификация и сертификация товаров на основе химического состава» основана в 1997 году узбекскими учеными И. Р. Аскаровым и Т. Т. Рискиевым. Важное значение в формировании этой новой химической дисциплины имели результаты научных исследований, проводимых такими узбекскими учеными как А. А. Ибрагимов, Г. Х. Хамракулов, М. А. Рахимджанов, М. Ю. Исаков, К. М. Каримкулов, О. А. Ташпулатов, А. А. Намазов, Б. Я. Абдуганиев, Ш. М. Миркамилов, О. Кулимов, Н. Х. Тухтабоев и другие.

Кальций — являясь щелочноземельным металлом, один из самых важных элементов на Земле.

Кальций очень важен как для человека, так и для животных и растений.

Естественно, что, обладая такими химическими свойствами, кальций не может находиться в природе в свободном состоянии. Зато соединения кальция — и природные и искусственные — приобрели первостепенное значение.

Камльций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20, следовательно, ядро атома кальция имеет 20 положительных зарядов, образованных 20 протонами; число нейтронов в ядре 40 — 20 = 20. 20 электронов, нейтрализующих заряд ядра, расположены на четырех уровнях энергии. Относительная атомная масса 40.078 (4). Обозначается символом Ca (лат. Calcium).

1. История открытия

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) — «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути Hg₂O 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.

кальций химический соединение

2. 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 после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л.

Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al₂Si₂O₈].

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO₃). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как:

— кальцит, известняк, мрамор, мел CaCO₃,

— ангидрит CaSO₄,

— алебастр CaSO₄· 0.5H₂O

— гипс CaSO₄· 2H₂O,

— флюорит CaF₂,

— фосфиты и апатиты Ca₃(PO₄)₂(F, Cl, OH),

— доломит MgCO₃· CaCO₃.

Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).

Рис. 1. Залежи кальция в соленых наплывах

Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca₃(PO₄)₂OH, или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂· Са (OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4−2% Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

3. Получение

В промышленности кальций получают двумя способами:

Нагреванием брикетированной смеси СаО и порошка Аl при 1170−1200°С в вакууме 0,01 — 0,02 мм. рт. ст.; выделяющиеся по реакции:

6СаО + 2Аl = 3CaO · Al₂O₃ + 3Ca

Пары кальция конденсируются на холодной поверхности.

Электролизом расплава СаСl₂ (75−80%) и КСl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Сu — Ca (65% Ca), из которого кальций отгоняют при температуре 950 — 1000 °C в вакууме 0,1 — 0,001 мм. рт. ст. или из (6 частей) CaCl₂ и (1 часть) CaF_2.

Разработан также способ получения кальция термической диссоциацией карбида кальция СаС₂.

4. Физические свойства

Внешний вид простого вещества

Рис2. Умеренно твёрдый, серебристо-белый металл

Имя, символ, номер

Камльций/Calcium (Ca), 20

Атомная масса (молярная масса)

40,078 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

Энергия ионизации (первый электрон)

589,4 (6,11) кДж/моль (эВ)

Плотность (при н. у.)

1,55 г./смі

Температура плавления

842 ^oС

Теплота плавления

9,20 кДж/моль

Теплота испарения

153,6 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

25,9 Дж/(K· моль)

Молярный объём

29,9 смі/моль

Структура решётки

кубическая гранецентрированная

Параметры решётки

5,580 Е

Температура Дебая

230 K

Теплопроводность

(300 K) (201) Вт/(м· К) Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив б-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр, а = 0,558 нм), выше устойчив в-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа б-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия перехода б > в составляет 0,93 кДж/моль.

При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника, но не становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является). При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше, чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное поведение кальция похоже во многом на стронций (то есть параллели в периодической системе сохраняются).

Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: ⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca и ⁴⁸Ca, среди которых наиболее распространённый — ⁴⁰Ca — составляет 96,97%.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп ⁴⁸Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187%), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3· 10¹⁹ лет.

5. 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.

На внешнем энергетическом уровне находится 2 электрона. Во всех соединениях степень окисления кальция +2.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода.

— Стандартный электродный потенциал пары Ca²⁺/Ca⁰ ?2,84 В, так что кальций активно реагирует с холодной водой (с горячей водой реакция протекает более энергично), но без воспламенения:

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

Ca + Cl₂ CaCl₂

— При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным пламенем с оранжевым оттенком.

— С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Кроме фосфида кальция Ca₃P₂ известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР₅;

— Кроме силицида кальция Ca₂Si известны также силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты.

— Кальций восстанавливает менее активные металлы из их оксидов и галогенидов

2Ca + TiO₂ 2CaO + Ti

2Ca + TiCl₂ 2CaCl₂ + Ti

— Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

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

6. Применение металлического кальция

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

1. Металлотермия

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

2. Легирование сплавов

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

3. Ядерный синтез

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.

7. Соединения кальция

1. Оксид кальция CaO (негашеная известь, жженая известь, кипелка) белое тугоплавкое вещество.

Получают при обжиге известняка или мела при высокой температуре (выше 900 ^oС):

CaCO₃ = CaO + CO₂

Оксид кальция реагирует водой с образованием гашенной извести и выделением большого количества тепла:

CaO + H₂O = Ca (OH)₂ + Q

2. Гидроксид кальция Ca (OH)₂ — сильное основание, мало растворимое в воде.

Ca (OH)₂ используется в различных видах:

— гашеная известь — тонкий рыхлый порошок, «пушонка», получаемый при действии воды на негашеную известь CaO:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Тестообразная смесь гашеной извести с цементом, водой и песком используется в строительстве. При поглощении углекислого газа из воздуха эта смесь затвердевает:

Ca (OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

— известковое молоко — это взвесь частиц гашеной извести Ca (OH)₂ в известковой воде.

Используется для побелки в строительстве, дезинфекции стволов деревьев, в сахарной промышленности, для дубления кож, для получения хлорной извести.

— известковая вода — насыщенный водный раствор Ca (OH)₂

Раствор на воздухе мутнеет за счет поглощения углекислого газа из воздуха.

Но при длительном пропускании углекислого газа раствор становится прозрачным из-за образования растворимого гидрокарбоната кальция:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca (HCO₃)₂

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 тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

3. Хлорная известь — является сильным окислителем, главной составной частью которой является соль CaOCl₂, образующаяся при взаимодействии сухой гашеной извести с хлором:

Ca(OH)₂ + Cl₂ = CaOCl₂ + H₂O

Хлорная известь — белый порошок с резким запахом, который во влажном воздухе под действием углекислого газа постепенно разлагается, выделяя хлорноватистую кислоту:

2CaOCl₂ + CO₂ + H₂O = CaCO₃ + CaCl₂ + 2HClO

На свету хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO = 2HCl + O₂

При действии на хлорную известь соляной кислоты выделяется хлор:

CaOCl₂ + 2HCl = CaCl₂ + Cl₂ + H₂O

На этом основаны отбеливающие и дезинфицирующие свойства хлорной извести.

4. Гипс CaSO₄· 2H₂O — природный минерал кальция.

При нагревании до150−180°С гипс теряет ѕ кристаллизационной воды и переходит в алебастр или жженый гипс.

2CaSO₄*2H₂O 2CaSO₄*H₂O + 3H₂O

При смешивании с водой алебастр быстро затвердевает, снова превращается в гипс:

2CaSO₄*H₂O + 3H₂O 2CaSO₄*2H₂O

Это свойство гипса используется для изготовления отливочных форм и слепков с различных предметов, а так же в качестве вяжущего материала в строительстве для штукатурки и другие. Гипс широко используется в медицине для изготовления гипсовых повязок.

При нагревании гипса при температуре выше 180 °C образуется безводный гипс (ангидрид кальция, или мертвый гипс), не способный уже присоединять воду.

CaSO₄*2H₂O CaSO₄ + H₂O

Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca (NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

8. Жесткость воды

В природе чистая вода не встречается: она всегда содержит примеси каких-либо веществ. В частности, взаимодействия с солями, содержащимися в земной коре, она приобретает определенную жесткость.

Жесткость воды — совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са²⁺ и катионов магния Mg²⁺.

Если концентрация этих катионов велика, то воду называют жесткой, если мала — мягкой. Именно они придают специфические свойства природным водам. При стирке белья жесткая вода ухудшает качество тканей и требует повышенной затраты мыла которое расходуется на связывание катионов Са²⁺ и Mg²⁺:

2C₁₇H₃₅COO^— + Ca²⁺ = (C₁₇H₃₅COO)₂Ca

2C₁₇H35COO^— + Mg²⁺ = (C₁₇H₃₅COO)₂Mg

и пена образуется лишь после полного освобождения этих катионов. Правда, некоторые синтетические моющие средства хорошо моют в жесткой воде, так как их кальциевые и магниевые соли легко растворяются. В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи не вкусны. Очень плохо заваривается чай и вкус его теряет. В то же время в санитарно-гигиеническом отношении эти катионы не представляют опасности, хотя при большом содержании катионов магния Mg²⁺ (как в море или в океане) вода горьковата на вкус и оказывает послабляющее действие на кишечник человека.

Жесткая вода непригодная для использования в паровых котлах: растворенные в ней соли при кипячении образуют на стенках котлов слой накипи, который плохо проводит тепло. Это вызывает перерасход топлива, преждевременный износ котлов, а иногда, в результате перегрева котлов, и аварии. Жесткость воды вредна для металлических конструкций, трубопроводов, кожухов охлаждаемых машин.

Катион кальция Са²⁺ обуславливают кальциевую жесткость, а катион магния Mg²⁺ — магниевую жесткость воды. Общая жесткость складывается из кальциевой и магниевой, то есть из суммарной концентрации в воде катионов Са²⁺ и Mg²⁺.

По отношению к процессам умягчения воды различают жесткость карбонатную некарбонатную. Карбонатной называется жесткость, вызванная присутствием той части катионов Са²⁺ и Mg²⁺, которая эквивалентна содержащимся в воде гидрокарбонатным ионам НСО₃. Иными словами, карбонатная жесткость вызвана присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. При кипячении гидрокарбонаты разрушаются, а образующиеся малорастворимые карбонаты выпадают в осадок, и общая жесткость воды уменьшается на значение карбонатной жесткости. Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью. При кипячении катионы кальция Са²⁺ осаждаются в виде карбоната кальция:

Ca²⁺ + 2HCO₃ = CaCO₃ + H₂O + CO₂

а катионы магния Mg²⁺ — в виде основного карбоната или в виде гидроксида магния (при рН > 10.3):

2Mg²⁺ + 2HCO₃ + 2OH^-- = (MgOH)₂CO₃ + H₂O + CO₂

(гидроксид-ион ОН ^- образуется за счет взаимодействия ионов НСО₃ с водой: НСО₃ + Н₂О == Н₂СО₃ + ОН^--)

Остальная часть жесткости, сохраняющиеся после кипячения воды, называется некарбонатной. Она определяется содержанием в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов. При кипячении эти соли не удаляются, а поэтому некарбонатную жесткость называют постоянной жесткостью.

Рассмотрим количественную характеристику жесткости воды. Степень жесткости воды выражается по-разному. В нашей стране ее выражают числом миллиэквивалентов (мэкв) катионов Са²⁺ и Mg²⁺, содержащихся в 1 л воды. Так как 1 мэкв жесткости отвечает содержание 20,04 мг/л катионов Са²⁺ или 12,16 мг/л катионов Mg²⁺, то согласно определению, общую жесткость воды Ж (в мэкв/л) можно вычислить по формуле

[Ca] [Mg]

Ж = 20.04 12.16

где [Ca²⁺] и [Mg²⁺] - концентрация ионов Са²⁺ и Mg²⁺, мг/л.

По значению жесткости природную воду различают как очень мягкую — с жесткостью до 1,5; мягкая от 1,5 до 4; средний жесткости — от 4 до 8; жесткую — от 8 до 12 и очень жесткую — свыше 12 мэкв/л.

Жесткость воды хозяйственно-питьевых не должна превышать 7 мэкв/л.

Очень часто жесткую воду перед употреблением умягчают. Обычно это достигает обработкой воды различными химическими веществами. Так, карбонатную жесткость можно устранить добавлением гашеной извести:

Ca²⁺ + 2HCO₃ + Ca²⁺ + 2OH^— = 2CaCO₃ + 2H₂O

Mg²⁺ + 2HCO₃ + 2Ca²⁺ + 4OH^— = Mg (OH)₂ + 2CaCO₃ +H₂O

При одновременном добавлении извести и соды можно избавится от карбонатной и некарбонатной жесткости (известково-содовый способ). Карбонатная жесткость при этом устраняется известью, а некарбонатная — содой:

Ca²⁺ + CO₃ = CaCO₃;

Mg²⁺ + CO₃ = MgCO₃;

и далее

MgCO₃ + Ca²⁺ + 2OH^— = Mg (OH)₂ + CaCO₃

Применяются и другие способы устранения жесткости воды, среди которых один из наиболее современных основан на применении катионов (катионитный способ). Имеются твердые вещества, которые содержат в своем составе подвижные ионы, способные обмениваться на ионы внешней среды. Они получили название ионитов. Особенно распространены ионообменные смолы, получаемые на основе синтетических полимеров.

Иониты (ионообменные смолы) делятся на две группы. Одни из них обменивают свои катионы на катионы среды и называются катионитами, другие обменивают свои анионы и называются анионитами. Иониты не растворяются в растворах солей, кислот и щелочей.

Катиониты имеют вид черных или темно-бурых зерен диаметром от 0,5 до 2 мм (КУ-1, КУ-2, СБС и др.), аниониты — зернистые вещества белого, розового или коричневого цвета (АВ-16, АВ-17, АН-2Ф и др.).

Для устранения жесткости воды применяются катионы — синтетические ионообменные смолы и алюмосиликаты, например Na₂[Al₂Si₂O₈*nH₂O]. Их состав условно можно выразить общей формулой Na₂R, где Na — весьма подвижный катион и R — частицы катиониты, несущая отрицательный заряд. Так, в приведенном примере R = [Al₂Si₂O₈*nH₂O].

Если пропустить воду через слои катионита, то ионы натрия будут обмениваться на ионы кальция и магния. Схематически эти процессы можно выразить уравнениями:

Ca²⁺ + Na₂R = 2Na⁺ + CaR;

Mg²⁺ + Na₂R = 2Na⁺ + MgR;

Таким образом, ионы кальция и магния переходят из раствора в катионит, а ионы натрия — из катионита в раствор; жесткость при этом устраняется.

После использования большой части ионов натрия катиониты обычно регенерируют — выдерживают в растворе хлорида натрия, при участии которого происходит обратный процесс: ионы натрия замещают в катионите ионы кальция и магния, которые переходят в раствор:

CaR + 2Na⁺ = Na₂R + Ca²⁺;

MgR + 2Na⁺ = Na₂R + Mg²⁺;

Регенерированный катион снова может быть использован для умягчения новых порций жесткой воды.

9. Применение соединений кальция

1. Гидрид кальция

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

2. Оксид кальция

Оксид кальция CaO, в составе твёрдого раствора оксидов других щёлочноземельных металлов — бария и стронция (BaO, SrO), используется в качестве активного слоя катодов косвенного накала в вакуумных электронных приборах.

3. Оптические и лазерные материалы

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

4. Карбид кальция

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

5. Химические источники тока

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

6. Огнеупорные материалы

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

7. Строительные материалы

Использование соединений кальция в производстве строительных материалов является самым масштабным из всех применений. Окись (и гидроокись) кальция используется и как связующее, и как пигмент в производстве строительных растворов, разного рода водорастворимых красок, побелок, при получении силикатного кирпича. Соединения кальция используются в производстве цемента, стекла. В качестве наполнителей — для приготовления замазок и шпатлёвок, красок и эмалей. Широко используется также алебастр (строительный гипс), для отливки лепных украшений, статуй и горельефов. как компонент в строительных растворах.

Находит применение природный минерал мрамор — для отделки фасадов зданий, внутренних помещений, полов, для изготовления элементов интерьера, столешниц, подоконников и т. д.

8. Металлургия

Соединения кальция (в основном карбонат или гидрокарбонат) применяются для обмазок электродов в дуговой электросварке. Соединения кальция широко применяются для приготовления флюсов для плавки и сварки металлов.

9. Лекарственные средства

Соединения кальция широко применяются в качестве антигистаминного средства.

· Хлорид кальция

· Глюконат кальция

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

В медицине препаратов Са устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Са в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Са снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, сонная лихорадка и др.).

Препараты Са уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных процессах (пневмания, плеврит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают каккровоостанавливающее средство, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки, как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с другими средствами препараты Са применяют для стимулирования родовой деятельности.

Хлористый Са вводят через рот и внутривенно. Оссокальцинол (15% - ная стерильная суспензия особым образом приготовленного костного порошка в персиковом масле) предложен для тканевой терапии.

10. Биологическая роль

Кальций — распространенный 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 (содержится примерно в 790 мл молока с жирность 1%⁾, а для детей в возрасте от 9 до 18 лет включительно — 1300 мг в сутки (содержится примерно в 1030 мл молока жирностью 1%⁾. 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. В «молочных» продуктах на основе молочного жира (сливочном масле, сливках, сметане, мороженном на основе сливок) кальция практически не содержится. Чем больше в молочном продукте молочного жира, тем меньше в нём кальция. Всасывание кальция в кишечнике происходит двумя способами: чрезклеточно (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 кальция пальмитат и кальция стеарат (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⁾.

Рис3. Содержание кальция в молочных продуктах.

Таблица 1. Содержание кальция в некоторых продуктах питания

Заключение

Кальций — один из самых распространенных элементов на Земле.

Кальций был открыт английским химиком Хэмфри Дэви в 1808 году. Он выделил металлический кальций электролитическим путем из смеси гашеной извести и оксида ртути.

В 1789 году А. Лавуазье предложил что известь, магнезия, барит, глинозем и кремнезем — вещества сложные.

В природе его очень много. В свободном виде не встречается. Из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он есть в морской и речной воде. Он входит в состав таких минералов как мрамор (мел), алебастр, гипс, флюорит, фосфитов, апатитов и доломитов.

Кальций так же входит в состав живых организмов — во всех животных и растительных тканях, а самое главное кальций входит в состав костной ткани человека.

Кальций получают двумя способами:

1. Нагреванием смеси негашеной извести и алюминия.

2. Второй способ, как и все металлы, электролизом, в данном случае расплава CaCl2 и KCl с жидким медно-кальциевым катодом.

Кальций является мягким химически активным щелочноземельным металлом, серебристо-белого цвета.

Кальций — типичный щёлочноземельный металл. На внешнем энергетическом уровне находится 2 электрона. Во всех соединениях степень окисления кальция +2.

При обычных условиях он легко взаимодействует с кислородом воздуха и галогенами.

С водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и другими неметаллами кальций реагирует при нагревании.

С холодной водой кальций взаимодействует медленно, а с горячей — очень энергично.

Кальций может отнимать кислород или галогены от оксидов и галогенидов менее активных металлов, т. е. обладает восстановительными свойствами.

В организме человека и других позвоночных большая часть кальция находится в скелете и зубах. Он также содержится в растительных тканях, в продуктах питания (молочные продукты, хлеб, мясо, фрукты)

Список и источники литературы

1. И. Аскаров К. Гопиров «Основы химии» Государственное научное издательство «Узбекистон миллий энциклопедияси» Ташкент — 2013 стр. 347

2. I.R. Asqarov Sh.H. Abdullaev O. Sh. Abdullaev «Kimyo — oily o`quv yurtlariga kiruvchilar uchun» «TAFAKKUR» nashriyoti Toshkent — 2013

3. Н. Л. Глинка «Общая химия» Москва — 1988

4. «Справочник школьника» Бишкек — 2000 стр. 152−156

5. Г. П. Хомченко «Химия — универсальный сборник» Москва Новая Волна Издатель Умеренков — 2008 стр. 301−306

6. Ф. Г. Фелбдман Г. Е. Рудзитис «Химия 9» Москва «Просвещение» — 1990 стр. 127−132

7. «Универсальный справочник» Москва — 2006 стр. 648−651

8. www.google.com //ru.wikipedia.org //wiki // Кальций.

9. www.google.co.ru //otherreferats..ru //chemistry.

10. www.google.com //medwiki.org.ua //article // Кальций.