Кальций

Эта статья входит в число готовых статей
Материал из «Знание.Вики»
20 Калий ← Кальций → Скандий
ВодородГелийЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеонНатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргонКалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецЖелезоКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптонРубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийОловоСурьмаТеллурИодКсенонЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоРтутьТаллийСвинецВисмутПолонийАстатРадонФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклийКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБорийХассийМейтнерийДармштадтийРентгенийКоперницийНихонийФлеровийМосковийЛиверморийТеннессинОганесонПериодическая система элементов
20Ca
Cubic-face-centered.svg
Electron shell 020 Calcium.svg
Внешний вид простого вещества
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Металлический кальций
Свойства атома
Имя, символ, номер Кальций, 20
Тип группы Металл
Группа, период, блок 2, 4, Щёлочноземельные металлы
Атомная масса
(молярная масса)		 40,08 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация 1s22s22p63s23p64s2
Химические свойства
Электроотрицательность 1.90 (шкала Полинга)
Электродный потенциал -2,87 В
Степени окисления 0, +2
Термодинамические свойства простого вещества
Термодинамическая фаза Твердая
Плотность (при н. у.) 1,54 г/см³
Температура плавления 850 °С
Температура кипения 1490 °С
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки Гексагональная плотнейшая упаковка

Ка́льций (химический символ — Ca, лат. Calcium) — химический элемент II группы 4 периода Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 20. Относится к группе щелочноземельных металлов. В природе кальций встречается в форме шести стабильных изотопов. Металлический кальций был впервые выделен в чистом виде английским химиком Гемфри Дэви в 1808 году. Кальций входит в состав таких минералов, как кальцит (СаСО3), ангидрит (CaSO4), флюорит (CaF2) и многих других[1].

Нахождение в природе

Кальций занимает пятое место по распространённости в природе после кислорода, кремния, алюминия и железа[2]. Его содержание в земной коре составляет 3,38 % по массе[3].

Кальций встречается главным образом в составе магматических и осадочных горных пород. Например, мел и известняк  состоят в основном из минерала кальцита (СаСО3). Мрамор, в свою очередь, представляет собой смесь кальцита (СаСО3) и доломита (CaCO3·MgCO3), которые кристаллизовались под воздействием высокого давления[4].

История открытия

Природные соединения кальция, такие как мрамор, известняк, гипс, с древних времён применяли в строительстве. В 1808 году английский химик Гемфри Дэви провёл электролиз слегка увлажненной гашёной извести на ртутном электроде и получил амальгаму неизвестного металла, впоследствии названного кальцием[3]. Название элемента происходит от calx в переводе с лат. — «известь», «мягкий камень»[3].

Свойства

В ядре атома кальция содержится 20 протонов, вокруг ядра вращаются 20 электронов, которые располагаются на 4 электронных уровнях. На внешнем электронном уровне находятся 2 электрона. Потеря двух внешних электронов требует относительно низких затрат энергии, что объясняет высокую химическую активность кальция[5]. Катион кальция Са2+ имеет малодеформируемую электронную оболочку. Такое состояние является очень стабильным, поэтому в соединениях кальций проявляет только степень окисления +2[5]. В природе кальций встречается в виде шести стабильных изотопов: 40Са, 42Са, 43Са, 44Са, 46Са, 48Са[1].

При обычных условиях все гетероатомные соединения кальция бесцветны. Если атомы или ионы кальция подвергнуть воздействию высокой температуры, электроны переходят на более высокий уровень с последующим эффектом релаксации, то есть возвращением электронов в основное состояние. Эти переходы сопровождаются излучением. Поэтому пары́ соединений кальция окрашивают пламя в розовато-оранжевый цвет[5].

Физические свойства

Кальций представляет собой пластичный металл серебристо-белого цвета. Он достаточно твёрдый, разрезать его ножом практически невозможно[6]. На воздухе кальций быстро покрывается слоем оксида кальция.

Химические свойства

Кальций активно вступает в химические реакции с кислородом и галогенами. С азотом, водородом, углеродом и кремнием реакция протекает при нагревании. При контакте с водой кальций преобразуется в гидроксид кальция[7].

2Ca + O2 →  2CaO

Ca + Cl2  → CaCl2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Кальций энергично взаимодействует с большинством кислот, за исключением концентрированных серной и азотной. Кальций вытесняет ряд других металлов из их соединений[8].

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

2Ca + UO2 → 2 CaO + U  

Способы получения

Металлический кальций производят путем электролиза расплавленного хлорида кальция, либо смеси хлорида кальция с фторидом кальция или с хлоридом калия. Для выделения чистого металлического кальция из его соединений используется метод алюмотермии[8].

CaCl2 →  Ca  + Cl2 (элетролиз расплава)

3CaCl2 + 2Al  →  3Ca + 2AlCl3 (при температуре 600—700 °С)

Применение

В промышленности

Кальций широко используется в производстве различных сплавов, является компонентом свинцовых сплавов (антифрикционных, баббитов, кабельных и аккумуляторных). Используется для десульфурации чугуна, стали и нефтепродуктов[8].

Восстановительные свойства кальция делают его полезным для получения редких металлов, таких как рубидий, цезий, цирконий, гафний и ванадий[3] и редкоземельных элементов (лантана, лантаноидов, скандия, иттрия, тория)[9].

Кальций используют при производстве электровакуумных установок для удаления остатков воздуха. Изотоп кальция 48Са служит источником нейтронов в ядерных реакциях получения сверхтяжёлых атомов и атомов новых элементов[9].

В других отраслях

Соли кальция находят широкое применение в медицине. Хлорид кальция назначается при состояниях, сопровождающихся усиленным выведением кальция из организма, таких как отравления, токсические поражения печени, при аллергических заболеваниях. Глюконат кальция и лактат кальция используются в аналогичных случаях, но при этом обладают меньшим раздражающим действием на слизистые оболочки. Глутамат кальция назначают при лечении психических расстройств. Двуводный сульфат кальция (гипс) применяют для получения алебастра — полугидрата сульфат кальция, который при смешивании с водой затвердевает, превращаясь снова в гипс[10].

Уровень опасности и меры предосторожности

Токсичность

Токсическое действие кальция наблюдается только при длительном приёме и обычно у лиц с нарушенным обменом этого элемента[11]. Попадание металлического кальция на кожу или слизистые может вызывать химические ожоги.

Меры предосторожности

При соприкосновении с водой выделяет воспламеняющийся газ водород. Не допускать контакта с водой. Хранить кальций необходимо в атмосфере инертного газа. При работе с металлическим кальцием использовать резиновые перчатки, защитную одежду, средства защиты глаз. При попадании кальция на кожу удалить остатки ветошью, промыть поражённый участок кожи большим количеством воды. В случае воспламенения кальция использовать для тушения песок, углекислотный или порошковый огнетушитель[12].

Примечания

  1. ↑ 1,0 1,1 Химия. Большой энциклопедический словарь / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — 2-е изд. — М.: Научное издательство «Большая Российская энциклопедия», 1998. — С. 235. — 792 с.
  2. ↑ Энциклопедия для детей. Химия / ред. коллегия: М. Аксёнова, И. Леенсон, С. Мартынова и другие. — 2-е изд. — М.: Мир энциклопедий Аванта+, 2007. — Т. 17. — С. 199. — 656 с.
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 Рюмин М. А., Комиссарова Л. Н. Кальций. Большая российская энциклопедия (8 июня 2022). Дата обращения: 3 марта 2025.
  4. ↑ А. Н. Григорьев, Л. И. Мартыненко, Ю. Д. Третьяков, А. Ю. Цивадзе, А. В. Шевельков. Неорганическая химия. Химия элементов. — 3-е изд., перераб. и доп. — М.: Издательство Московского университета, 2023. — Т. 1. — С. 104—105. — 590 с.
  5. ↑ 5,0 5,1 5,2 А. Н. Григорьев, Л. И. Мартыненко, Ю. Д. Третьяков, А. Ю. Цивадзе, А. В. Шевельков. Неорганическая химия. Химия элементов: учебник. — 3-изд., перераб. и доп. — М.: Издательство Московского университета, 2023. — Т. 1. — С. 99 — 101. — 699 с. — ISBN 978-5-19-011775-2 (Т. 1).
  6. ↑ Энциклопедия для детей. Химия / Ред. коллегия : М. Аксёнова, И. Леенсон, С. Мартынова и другие. — 2-е изд. — М.: Мир энциклопедий Аванта+, 2007. — Т. 17. — С. 200. — 656 с.
  7. ↑ А. Н. Григорьев, Л. И Мартыненко, Ю. Д. Третьяков, А. Ю. Цивадзе,ю А. В. Шевельков. Неорганическая химия. Химия элементов. — 3-е изд. — М.: Издательство Московского университета, 2023. — Т. 1. — С. 113. — 590 с.
  8. ↑ 8,0 8,1 8,2 Химия. Большой энциклопедический словарь / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — 2-е изд. — М.: Научное издательство «Большая Российская энциклопедия», 1998. — С. 236. — 792 с.
  9. ↑ 9,0 9,1 Кальций - важный для производства и необходимый для жизни человека металл. ПраймКемикалсГрупп (11 ноября 2016). Дата обращения: 3 марта 2025.
  10. ↑ Скальный А. В., Рудаков И. А. Биоэлементы в медицине. — М.: Издательский дом «Оникс 21 век»: Мир, 2004. — С. 46—47. — 272 с.
  11. ↑ Скальный А. В., Рудакова И. А. Биоэлементы в медицине. — М.: Издательский дом «Оникс 21 век»: Мир, 2004. — С. 51. — 272 с. — ISBN 5-329-00930-8 (Оникс 21 век) 5-03-003645-8 (Мир).
  12. ↑ Кальций ООН 1401. Сеспель. Дата обращения: 3 марта 2025.
Источник — https://znanierussia.ru/articles/index.php?title=Кальций&oldid=1427527