Кальций
| |||||
Внешний вид простого вещества | |||||
---|---|---|---|---|---|
![]() 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
- ↑ 1,0 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.
- ↑ 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.
- ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 Рюмин М. А., Комиссарова Л. Н. Кальций . Большая российская энциклопедия (8 июня 2022). Дата обращения: 3 марта 2025.
- ↑ 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.
- ↑ 5,0 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).
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ 8,0 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.
- ↑ 9,0 9,1 Кальций - важный для производства и необходимый для жизни человека металл . ПраймКемикалсГрупп (11 ноября 2016). Дата обращения: 3 марта 2025.
- ↑ Скальный А. В., Рудаков И. А. Биоэлементы в медицине. — М.: Издательский дом «Оникс 21 век»: Мир, 2004. — С. 46—47. — 272 с.
- ↑ 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).
- ↑ Кальций ООН 1401 . Сеспель. Дата обращения: 3 марта 2025.
Данная статья имеет статус «готовой». Это не говорит о качестве статьи, однако в ней уже в достаточной степени раскрыта основная тема. Если вы хотите улучшить статью — правьте смело! |