Calcium is bij de mens al sinds de oudheid bekend in de vorm van alkalische verbindingen zoals krijt of kalksteen. IN Zuivere vorm dit element werd verkregen in het begin van de 19e eeuw. Vervolgens werd vastgesteld dat calcium, wat zijn basiseigenschappen betreft, tot de alkalimetalen behoort.

Calcium speelt een belangrijke biologische rol - het is het belangrijkste macro-element van het skelet (inclusief het externe) bij de meeste soorten op aarde, maakt deel uit van hormonen en is een regulator van neurale en spierinteracties. Chemisch zuiver calcium wordt gebruikt in verschillende reacties, in de metallurgie en in vele andere industrieën.

algemene karakteristieken

Calcium is een van de typische vertegenwoordigers van de familie van actieve alkalimetalen. In zijn pure vorm qua textuur en verschijning lijkt op ijzer, met een minder uitgesproken glans. Bros, breekt met de vorming van heterogene kristallijne korrels. Calcium is vooral bekend in de vorm van zijn verbindingen (krijt, kalksteen, silica en andere), waar het eruit ziet als een witachtige, afbrokkelende substantie.

Het wordt niet in zuivere vorm aangetroffen vanwege de hoge reactiviteit. Het maakt deel uit van de meeste mineralen, waarvan de belangrijkste marmer, graniet, albast en enkele andere waardevolle gesteenten zijn.

Fundamentele fysische en chemische eigenschappen

Behoort tot de tweede groep van het periodiek systeem der elementen en vertoont vergelijkbare fysische eigenschappen als andere vertegenwoordigers van de alkalische groep:

• Naar verhouding lage dichtheid(1,6 g/cm3);
• De smelttemperatuurlimiet bedraagt ​​onder normale omstandigheden 840 °C;
• De gemiddelde thermische geleidbaarheid is over het algemeen merkbaar lager dan die van de meeste metalen;

Over het geheel genomen is de fysica van calcium niet echt een verrassing. Beschikken over een typisch kristal rooster Dit element heeft een vrij lage sterkte en een bijna nul-ductiliteit, brokkelt gemakkelijk af en breekt met de vorming van een karakteristiek kristallijn patroon op de breukgrens.

Recente onderzoeken hebben echter zeer interessante resultaten opgeleverd. Er is vastgesteld dat wanneer hoge scores luchtdruk, beginnen de fysieke eigenschappen van het element te veranderen. Er blijken halfgeleidereigenschappen te bestaan ​​die absoluut niet kenmerkend zijn voor welk metaal dan ook. Extreme druk leidt tot het verschijnen van supergeleidende eigenschappen van calcium. Deze onderzoeken hebben verstrekkende gevolgen, maar tot nu toe zijn de toepassingen van calcium beperkt tot de conventionele eigenschappen ervan.

Qua chemische eigenschappen valt calcium op geen enkele manier op en is het een typisch aardalkalimetaal:

• Hoge reactiviteit;
• Gewillige interactie met de atmosfeer en de vorming van een karakteristieke doffe film op het oppervlak van het element;
• Heeft een actieve interactie met water, maar in tegenstelling tot elementen zoals natrium vindt er geen explosieve exotherme reactie plaats;
• Reageert met alle actieve niet-metalen, inclusief jodium en broom;

In tegenstelling tot de actievere alkalimetalen heeft calcium een ​​katalysator of sterke hitte nodig om te reageren met metalen en relatief inerte elementen (bijvoorbeeld koolstof). Calcium wordt bewaard in goed afgesloten glazen containers om spontane reacties te voorkomen.

Calcium is een van de vijf meest voorkomende stoffen op aarde, na zuurstof, silicium en aluminium met ijzer. Bovendien wordt dit element in de natuur voornamelijk aangetroffen in de vorm van vaste of korrelige mineralen. De bekendste calciumverbinding is kalksteen. Calcium vormt ook een breed scala aan verschillende mineralen, van het bovengenoemde graniet en marmer tot de minder gebruikelijke barieten en rondhouten. Volgens geschatte schattingen van onderzoekers bedraagt ​​het calciumgehalte in zuivere equivalent ongeveer 3,4 gewichtsprocent.

Industriële toepassingen

Op industrieel gebied behoort calcium tot de groep van veelgevraagde materialen voor metallurgische doeleinden. Met zijn hulp worden gezuiverde metalen verkregen, waaronder uranium en thorium, evenals enkele zeldzame aardelementen. Het toevoegen van calcium aan staalsmelten helpt vrije zuurstof te binden en te verwijderen, wat de structurele eigenschappen van de metaallegering verbetert. Calcium wordt ook gebruikt als elektrolytisch element in batterijen en batterijen.

Calciumverbindingen zijn al sinds de oudheid bekend, maar pas in de 17e eeuw. ze wisten niets van hun aard. De Egyptische mortieren die in de piramides van Gizeh werden gebruikt, waren gebaseerd op gedeeltelijk gedehydrateerd gips, CaSO 4 ·2H 2 O. Dit is ook de basis van al het gips in het graf van Toetanchamon. De Romeinen gebruikten een mortel van zand en kalk (gemaakt door kalksteen te verwarmen met CaCO 3): deze was stabieler in het vochtige klimaat van Italië.

De naam van het element komt van het Latijnse calx, calcis - kalk ("zachte steen"). Het werd voorgesteld door G. Davy in 1808, die calciummetaal isoleerde door middel van de elektrolytische methode. Davy mengde natte calcium "aarde" (calciumoxide CaO) met kwikoxide HgO op een platinaplaat, die als anode diende. De kathode was een platinadraad ondergedompeld in vloeibaar kwik. Door elektrolyse werd een amalgaam van metaal verkregen, dat in zuivere vorm kon worden verkregen door kwik te verdampen.

Calcium is het vijfde meest voorkomende element in de aardkorst en het derde meest voorkomende metaal (na aluminium en ijzer). Calcium is goed voor ongeveer 1,5% van de totale hoeveelheid totaal aantal atomen van de aardkorst. Veel delen van het aardoppervlak bevatten aanzienlijke sedimentaire afzettingen van calciumcarbonaat, die werden gevormd uit de overblijfselen van oude mariene organismen. Daarin wordt deze verbinding voornamelijk aangetroffen in de vorm van twee soorten mineralen. Rhomboëdrische calciet komt vaker voor; orthorhombische aragoniet wordt gevormd in warme zeeën. Vertegenwoordigers van het eerste type mineralen zijn calciet zelf, evenals dolomiet, marmer, krijt en IJslandse spar. Enorme lagen calciumcarbonaat in de vorm van aragoniet vormen de Bahama's, de Florida Keys en het Rode Zeebekken. Andere belangrijke mineralen zijn gips CaSO 4 ·2H 2 O, anhydriet CaSO 4, fluoriet CaF 2 en apatiet Ca 5 (PO 4) 3 (Cl,OH,F). Een aanzienlijke hoeveelheid calcium wordt in natuurlijk water aangetroffen in de vorm van bicarbonaat ( cm. CHEMIE VAN HYDROSFEER). Calcium wordt ook aangetroffen in de lichamen van veel dieren. Hydroxoapatiet Ca 5 (PO 4) 3 (OH) is de basis van botweefsel van gewervelde dieren. Calciumcarbonaat bestaat voornamelijk uit koralen, weekdierschelpen, parels, eierschaal.

Calciummetaal wordt geproduceerd door elektrolyse van gesmolten calciumchloride, dat een bijproduct is van het Solvay-proces of wordt gevormd bij de reactie tussen zoutzuur en calciumcarbonaat.

Het relatief zachte, glanzende metaal heeft een lichtgele kleur. Het is chemisch minder actief dan andere aardalkalimetalen, omdat het in de lucht bedekt is met een beschermende oxide-nitridefilm. Het kan zelfs op een draaibank worden verwerkt.

Calcium reageert actief met niet-metalen. Bij verhitting in zuurstof en lucht ontbrandt het. Calcium reageert met water, waarbij waterstof vrijkomt en calciumhydroxide ontstaat. Het lost op in vloeibare ammoniak en vormt donkerblauwe oplossingen, waaruit bij verdamping een glanzende koperkleurige ammoniak Ca(NH 3) 6 kan worden verkregen.

Calciummetaal wordt voornamelijk gebruikt als legeringsadditief. De introductie van calcium verhoogt dus de sterkte van aluminium lagers. Calcium wordt gebruikt om het koolstofgehalte van gietijzer te reguleren en bismut uit lood te verwijderen. Het wordt gebruikt om staal te reinigen van zuurstof, zwavel en fosfor. Het wordt ook gebruikt om zuurstof en stikstof te absorberen, met name om stikstofverontreinigingen uit technisch argon te verwijderen. Het dient als reductiemiddel bij de productie van andere metalen zoals chroom, zirkonium, thorium en uranium. Zirkoniummetaal kan bijvoorbeeld worden verkregen uit zijn dioxide: ZrO 2 + 2Ca = Zr + 2CaO. Calcium reageert ook direct met waterstof en vormt calciumhydride CaH2, een handige bron van waterstof.

Het belangrijkste calciumhalogenide is CaF 2 fluoride, aangezien het in minerale vorm (fluoriet) de enige industrieel belangrijke bron van fluor is. Wit, vuurvast calciumfluoride is enigszins oplosbaar in water, dat wordt gebruikt bij kwantitatieve analyse.

Calciumchloride CaCl 2 heeft dat ook groot belang. Het is een bestanddeel van pekelwater voor koelunits en voor het vullen van banden van tractoren en andere voertuigen. Calciumchloride wordt gebruikt om sneeuw en ijs van wegen en trottoirs te verwijderen. Eutectisch mengsel CaCl 2 –H 2 O, bevattende 30 gew. % CaCl 2, smelt bij –55° C. Deze temperatuur is aanzienlijk lager dan bij een mengsel van natriumchloride met water, waarvoor minimale temperatuur het smeltpunt is –18° C. Calciumchloride wordt ook gebruikt om steenkool en erts te beschermen tegen bevriezing tijdens transport en opslag. Het wordt gebruikt bij beton mengsels om het begin van het uitharden te versnellen, de begin- en eindsterkte van beton te vergroten. Calciumchloride is een afvalproduct van veel chemisch-technologische processen, in het bijzonder de grootschalige productie van frisdrank. Het verbruik van calciumchloride is echter aanzienlijk lager dan de productie ervan, zodat zich in de buurt van frisdrankfabrieken hele meren gevuld met CaCl 2 -pekel hebben gevormd. Dergelijke opslagvijvers zijn bijvoorbeeld te zien in de Donbass.

Meest brede toepassing Calciumverbindingen zijn carbonaat, oxide en hydroxide. De meest voorkomende vorm van calciumcarbonaat is kalksteen. Gemengd calcium- en magnesiumcarbonaat wordt dolomiet genoemd. Kalksteen en dolomiet worden gebruikt als bouwmaterialen, wegdek en reagentia die de zuurgraad van de bodem verminderen. Ze worden over de hele wereld in grote hoeveelheden gedolven. Calciumcarbonaat CaCO 3 is tevens het belangrijkste industriële reagens, dat nodig is voor de productie van calciumoxide (gebluste kalk) CaO en calciumhydroxide (gebluste kalk) Ca(OH) 2.

Calciumoxide en hydroxide zijn belangrijke stoffen in veel gebieden van de chemische, metallurgische en machinebouwindustrie. Kalk CaO wordt in veel landen in grote hoeveelheden geproduceerd en behoort tot de top tien van chemicaliën met maximale productie.

Bij de staalproductie worden grote hoeveelheden kalk verbruikt, waar het wordt gebruikt om fosfor, zwavel, silicium en mangaan te verwijderen. Bij het zuurstofconverterproces is per ton staal 75 kg kalk nodig. Het verlengt de levensduur van de brandwerende bekleding aanzienlijk. Kalk wordt ook gebruikt als smeermiddel bij het tekenen stalen draad en neutralisatie van afvalbeitsvloeistoffen die zwavelzuur bevatten. Een andere toepassing in de metallurgie is de productie van magnesium.

Kalk is de meest voorkomende chemische stof die wordt gebruikt om waterbronnen voor drink- en industriële doeleinden te behandelen. Het wordt samen met aluin- of ijzerzouten gebruikt om suspensies te coaguleren en troebelheid te verwijderen, en om water te verzachten door tijdelijke (bicarbonaat) hardheid te verwijderen ( cm. WATER ZUIVERING)

Een ander toepassingsgebied van kalk is het neutraliseren van zuuroplossingen en industrieel afval. Met zijn hulp installeren ze optimale waarde pH voor biochemische oxidatie Afvalwater. Kalk wordt ook gebruikt in gaswassers om zwaveldioxide en waterstofsulfide te verwijderen uit afvalgassen van elektriciteitscentrales op fossiele brandstoffen en metaalsmeltovens.

In de chemische industrie wordt kalk gebruikt bij de productie van calciumcarbide (voor de daaropvolgende productie van acetyleen), calciumcyanamide en vele andere stoffen. Ook de glasindustrie is een belangrijke consument. De meest voorkomende glazen bevatten ongeveer 12% calciumoxide. Het insecticide calciumarsenaat, dat wordt verkregen door arseenzuur met kalk te neutraliseren, wordt veel gebruikt ter bestrijding van katoenkever, fruitmot, tabaksworm, Coloradokever. Belangrijke fungiciden zijn kalksulfaatsprays en Bordeaux-mengsels, die zijn gemaakt van kopersulfaat en calciumhydroxide.

Voor de pulp- en papierindustrie zijn grote hoeveelheden calciumhydroxide nodig. In papierfabrieken wordt de afvalnatriumcarbonaatoplossing behandeld met kalk om natronloog (hydroxide) te regenereren natrium NaOH), gebruikt in technologisch proces. Ongeveer 95% van de resulterende calciumcarbonaatslurry wordt gedroogd en opnieuw gebakken in draaitrommelovens om calciumoxide te regenereren. Bleekvloeistoffen voor papierpulp die calciumhypochloriet bevatten, worden bereid door kalk met chloor te laten reageren.

De productie van papier van hoge kwaliteit vereist het gebruik van speciaal neergeslagen calciumcarbonaat. Om dit te doen, wordt kalksteen eerst verbrand en worden koolstofdioxide en calciumoxide afzonderlijk opgevangen. Dit laatste wordt vervolgens behandeld met water en opnieuw omgezet in carbonaat. Het type gevormde kristallen, evenals hun grootte en vorm, zijn afhankelijk van temperatuur, pH, mengsnelheid, concentraties en aanwezigheid van additieven. Kleine kristallen (minder dan 45 micron) zijn vaak bedekt met vetzuren, harsen of bevochtigingsmiddelen. Calciumcarbonaat geeft papier zijn helderheid, ondoorzichtigheid, inktontvankelijkheid en gladheid. In hogere concentraties neutraliseert het de hoge glans veroorzaakt door kaolienadditieven en zorgt voor een doffe, matte afwerking. Dergelijk papier kan 5-50% (op gewichtsbasis) neergeslagen calciumcarbonaat bevatten. CaCO 3 wordt ook gebruikt als vulmiddel in rubbers, latexen, verven en emails, evenals in kunststoffen (ongeveer 10% van het gewicht) om hun hittebestendigheid, stijfheid, hardheid en verwerkbaarheid te verbeteren.

In het dagelijks leven en in de geneeskunde wordt neergeslagen calciumcarbonaat gebruikt als zuurneutraliserend middel, een mild schuurmiddel in tandpasta's, een bron van extra calcium in diëten, een integraal onderdeel van kauwgom en als vulmiddel in cosmetica.

Kalk wordt ook gebruikt in de zuivelindustrie. Kalkwater (een verzadigde oplossing van calciumhydroxide) wordt vaak aan room toegevoegd wanneer deze wordt gescheiden van volle melk om de zuurgraad te verminderen voordat deze wordt gepasteuriseerd en in boter verandert. De magere melk wordt vervolgens aangezuurd om de caseïne te scheiden, die wordt gemengd met kalk om caseïnelijm te maken. Na fermentatie van de resterende magere melk (wei) wordt kalk toegevoegd om calciumlactaat vrij te maken, dat wordt gebruikt in de geneeskunde of als grondstof voor de daaropvolgende productie van melkzuur. Bij de suikerproductie wordt ook kalk gebruikt. Om calciumsucrose neer te slaan, dat vervolgens wordt gezuiverd van fosfaat en organische verontreinigingen, laat men de ruwe suikerstroop reageren met kalk. De daaropvolgende werking van kooldioxide resulteert in de vorming van onoplosbaar calciumcarbonaat en gezuiverde oplosbare sucrose. De cyclus wordt meerdere keren herhaald. Rietsuiker heeft gewoonlijk ongeveer 3-5 kg ​​limoen per ton nodig, en bietsuiker heeft honderd keer meer nodig, dat wil zeggen ongeveer 1/2 ton limoen per ton suiker.

Het kan ook worden opgemerkt Prive-gebied het gebruik van calciumcarbonaat in de vorm van parelmoer. Dit is een gevormd materiaal dunne lagen calciumcarbonaat in de vorm van aragoniet, verbonden met eiwitlijm. Na het polijsten glinstert het met alle kleuren van de regenboog en wordt het decoratief, zeer duurzaam, hoewel het voor 95% uit calciumcarbonaat bestaat.

Calciumsulfaat bestaat meestal als een dihydraat (gips), hoewel ook watervrij calciumsulfaat (anhydriet) wordt gewonnen. Albast is ook bekend: een compacte, massieve, fijnkorrelige vorm van CaSO 4 · 2H 2 O, die doet denken aan marmer. Als gips wordt gecalcineerd bij 150–165 °C, verliest het ongeveer 2/3 van het kristallisatiewater en vormt het CaSO 4 · 0,5H 2 O-hemihydraat, ook bekend als bouwalbast, of "pleister van Parijs" (aangezien het oorspronkelijk werd verkregen van gips, gewonnen in Montmartre). Verwarming bij hogere temperaturen resulteert in de vorming van verschillende watervrije vormen.

Hoewel gips niet in dezelfde hoeveelheden wordt gewonnen als kalksteen, blijft het een industrieel belangrijk materiaal. Bijna al het gebrande gips (95%) wordt gebruikt voor de productie van halffabrikaten – voornamelijk wandpanelen, en de rest – in industriële en bouwpleisters. Door water te absorberen zet het hemihydraat enigszins uit (met 0,2-0,3%), en dit is het belangrijkste bij gebruik voor stucwerk en gips. Met behulp van additieven kunt u de mate van uitzetting binnen 0,03-1,2% wijzigen.

Calcium wordt niet erg gekenmerkt door de vorming van complexe verbindingen. Zuurstofhoudende complexen, bijvoorbeeld met EDTA of polyfosfaten, zijn van groot belang in de analytische chemie en voor de verwijdering van calciumionen uit hard water.

Calcium is een van de macro-elementen. De inhoud ervan in het lichaam van een volwassene (gebaseerd op een gewicht van 65 kg) is 1,3 kg. Het is noodzakelijk voor de vorming van botten en tanden, het handhaven van het hartritme en de bloedstolling. De belangrijkste bron van calcium in het lichaam zijn melk en zuivelproducten. De dagelijkse behoefte is 0,8 g per dag. De opname van calciumkationen wordt bevorderd door melk en citroenzuur, terwijl fosfaationen, oxalaationen en fytinezuur de calciumabsorptie belemmeren als gevolg van de vorming van complexen en slecht oplosbare zouten. Het lichaam heeft een complex systeem opslag en afgifte van calcium.

Het gebruik van calcium als bouwstof voor botten en tanden komt doordat er geen calciumionen in de cel worden gebruikt. De calciumconcentratie wordt gecontroleerd door speciale hormonen; hun gecombineerde werking behoudt de botstructuur.

Er wordt aangenomen dat calciumionen, door zich aan het zenuwmembraan te binden, de permeabiliteit ervan voor andere kationen beïnvloeden. Blijkbaar vervangt het magnesiumionen en activeert daardoor sommige enzymen. De aanvoer van calciumionen kan gepaard gaan met de introductie van fosfaat, dat daarom een ​​calciumtransporter wordt genoemd.

Er is vastgesteld dat de regulator van calciumionen in verschillende types spier is het sarcoplasmatisch reticulum (SR). Calciumionen hopen zich op in calciumbindende eiwitten, zoals calsequestrine. Dit laatste bindt ongeveer 43 Ca 2+-ionen per mol eiwit. Spiercontractie wordt geassocieerd met de afgifte van calciumionen uit de SR en de binding ervan aan de actieve centra van spiervezels. De concentratie calciumionen in het sarcoplasma neemt in enkele milliseconden 100 keer toe. De geforceerde uitstroom van Ca 2+-ionen uit de SR vindt zeer snel plaats. Onmiddellijk na het vrijkomen van calciumionen begint de SR ze terug te pompen. Spiercontractie treedt op als gevolg van het verschijnen van een zenuwimpuls in de motorische zenuw die eindigt in de spiervezel, waardoor calciumionen uit de voorraden vrijkomen.

Het bloedstollingsmechanisme is een cascadeproces, waarvan vele stappen afhankelijk zijn van de aanwezigheid van calciumionen, die de overeenkomstige enzymen activeren.

Ophoping van calcium wel karakteristieke eigenschap groei van tandbeenderen, schelpen en andere soortgelijke structuren. Aan de andere kant leiden verhoogde calciumspiegels in atypische gebieden tot steenvorming, artrose, cataract en arteriële aandoeningen.

Elena Savinkina

Geschiedenis van calcium

Calcium werd in 1808 ontdekt door Humphry Davy, die door elektrolyse van gebluste kalk en kwikoxide calciumamalgaam verkreeg als resultaat van het proces van het destilleren van kwik waaruit het metaal achterbleef, genaamd calcium. In Latijns limoen klinkt als calx, het was deze naam die door de Engelse chemicus werd gekozen voor de ontdekte stof.

Calcium is een element van de hoofdsubgroep II van groep IV van het periodieke systeem chemische elementen DI. Mendelejev heeft een atoomnummer van 20 en een atoommassa van 40,08. De geaccepteerde aanduiding is Ca (van het Latijn - Calcium).

Fysische en chemische eigenschappen

Calcium is een reactief zacht alkalimetaal met een zilverwitte kleur. Door de interactie met zuurstof en kooldioxide wordt het oppervlak van het metaal dof, dus calcium heeft een speciaal opslagregime nodig: een goed gesloten container waarin het metaal is gevuld met een laag vloeibare paraffine of kerosine.

Calcium is het meest bekende micro-element dat nodig is voor de mens; de dagelijkse behoefte hieraan varieert van 700 tot 1500 mg voor een gezonde volwassene, maar neemt toe tijdens de zwangerschap en borstvoeding; hiermee moet rekening worden gehouden en calcium moet worden verkregen in de vorm van preparaten.

In de natuur zijn

Calcium heeft een zeer hoge chemische activiteit en wordt daarom in zijn vrije (pure) vorm niet in de natuur aangetroffen. Het is echter de vijfde meest voorkomende stof in de aardkorst; het wordt aangetroffen in de vorm van verbindingen in sedimentaire (kalksteen, krijt) en rotsen(graniet), anoriet veldspaat bevat veel calcium.

Het is vrij wijdverspreid in levende organismen; de aanwezigheid ervan is aangetroffen in planten, dieren en mensen, waar het voornamelijk aanwezig is in tanden en botweefsel.

Calciumabsorptie

Een obstakel voor de normale opname van calcium uit voedsel is de consumptie van koolhydraten in de vorm van snoep en alkaliën, die het zoutzuur van de maag neutraliseren, wat nodig is om calcium op te lossen. Het proces van calciumabsorptie is behoorlijk complex, dus soms is het niet voldoende om het alleen uit voedsel te halen; extra inname van het micro-element is noodzakelijk.

Interactie met anderen

Om de opname van calcium in de darmen te verbeteren, is het noodzakelijk, wat het proces van calciumabsorptie neigt te vergemakkelijken. Als je calcium (in de vorm van supplementen) tijdens de maaltijd inneemt, wordt de opname geblokkeerd, maar het innemen van calciumsupplementen los van de voeding heeft op geen enkele manier invloed op dit proces.

Bijna al het calcium in het lichaam (1 tot 1,5 kg) wordt aangetroffen in botten en tanden. Calcium is betrokken bij de processen van prikkelbaarheid van zenuwweefsel, spiercontractiliteit, bloedstollingsprocessen, maakt deel uit van de kern en membranen van cellen, cel- en weefselvloeistoffen, heeft anti-allergische en ontstekingsremmende effecten, voorkomt acidose en activeert een aantal enzymen en hormonen. Calcium is ook betrokken bij de regulatie van de permeabiliteit celmembranen, heeft het tegenovergestelde effect.

Tekenen van calciumtekort

Tekenen van calciumgebrek in het lichaam zijn de volgende, op het eerste gezicht niet-gerelateerde symptomen:

• nervositeit, verslechtering van de stemming;
• hartpalmus;
• convulsies, gevoelloosheid van ledematen;
• vertraging van de groei en kinderen;
• hoge bloeddruk;
• splijten en broosheid van nagels;
• gewrichtspijn, waardoor de “pijndrempel” wordt verlaagd;
• zware menstruatie.

Oorzaken van calciumtekort

Oorzaken van een calciumtekort kunnen zijn: onevenwichtige voeding (vooral vasten), een laag calciumgehalte in voedsel, roken en verslaving aan koffie en cafeïnehoudende dranken, dysbacteriose, nierziekte, schildklierziekte, zwangerschap, borstvoeding en menopauze.

Een teveel aan calcium, dat kan optreden bij overmatige consumptie van zuivelproducten of ongecontroleerd gebruik van medicijnen, wordt gekenmerkt door extreme dorst, misselijkheid, braken, verlies van eetlust, zwakte en vaker plassen.

Gebruik van calcium in het leven

Calcium heeft toepassing gevonden bij de metallotherme productie van uranium, in de vorm van natuurlijke verbindingen wordt het gebruikt als grondstof voor de productie van gips en cement, als desinfectiemiddel (bekende bleekmiddel).

Technische Staatsuniversiteit voor Petroleum van Ufa

Afdeling Algemeen en analytische scheikunde»

over het onderwerp: “Het element calcium. Eigenschappen, productie, toepassing"

Opgesteld door leerling van groep BTS-11-01 Prokaev G.L.

Universitair hoofddocent Krasko SA

Invoering

Geschiedenis en oorsprong van de naam

In de natuur zijn

Ontvangst

Fysieke eigenschappen

Chemische eigenschappen

Toepassingen van calciummetaal

Toepassing van calciumverbindingen

Biologische rol

Conclusie

Bibliografie

Invoering

Calcium is een element van de hoofdsubgroep van de tweede groep, de vierde periode van het periodieke systeem van chemische elementen van D.I. Mendelejev, met atoomnummer 20. Het wordt aangeduid met het symbool Ca (lat. Calcium). De eenvoudige stof calcium (CAS-nummer: 7440-70-2) is een zacht, reactief aardalkalimetaal met een zilverwitte kleur.

Calcium wordt een aardalkalimetaal genoemd en is geclassificeerd als een S-element. Op het buitenste elektronische niveau heeft calcium twee elektronen, dus het geeft verbindingen: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, enz. Calcium is een typisch metaal: het heeft een hoge affiniteit voor zuurstof, reduceert bijna alle metalen uit hun oxiden en vormt een vrij sterke base Ca(OH)2.

Ondanks de alomtegenwoordigheid van element nr. 20 hebben zelfs scheikundigen niet allemaal elementair calcium gezien. Maar dit metaal lijkt qua uiterlijk en gedrag helemaal niet op alkalimetalen, waarmee communicatie gepaard gaat met het gevaar van brand en brandwonden. Het kan veilig in de lucht worden bewaard; het ontbrandt niet door water.

Elementair calcium wordt vrijwel nooit als structuurmateriaal gebruikt. Daar is hij te actief voor. Calcium reageert gemakkelijk met zuurstof, zwavel en halogenen. Zelfs met stikstof en waterstof reageert het onder bepaalde omstandigheden. De omgeving van koolstofoxiden, inert voor de meeste metalen, is agressief voor calcium. Het brandt in een atmosfeer van CO en CO2.

Geschiedenis en oorsprong van de naam

De naam van het element komt uit Lat. calx (in genitief geval calcis) - "kalk", "zachte steen". Het werd voorgesteld door de Engelse chemicus Humphry Davy, die in 1808 calciummetaal isoleerde door middel van de elektrolytische methode. Davy elektrolyseerde een mengsel van nat gebluste kalk en kwikoxide HgO op een platinaplaat, die als anode diende. De kathode was een platinadraad ondergedompeld in vloeibaar kwik. Als gevolg van elektrolyse werd calciumamalgaam verkregen. Nadat hij er kwik uit had gedestilleerd, verkreeg Davy een metaal genaamd calcium.

Calciumverbindingen - kalksteen, marmer, gips (evenals kalk - een product van het calcineren van kalksteen) worden al duizenden jaren geleden in de bouw gebruikt. Tot laat XVIII Eeuwenlang beschouwden scheikundigen kalk als een eenvoudige vaste stof. In 1789 suggereerde A. Lavoisier dat kalk, magnesiumoxide, bariet, aluminiumoxide en silica complexe stoffen zijn.

In de natuur zijn

Vanwege de hoge chemische activiteit komt calcium niet in vrije vorm in de natuur voor.

Calcium is goed voor 3,38% van de massa van de aardkorst (5e meest voorkomende na zuurstof, silicium, aluminium en ijzer).

Isotopen. Calcium komt in de natuur voor als een mengsel van zes isotopen: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca en 48Ca, waarvan de meest voorkomende - 40Ca - 96,97% uitmaakt.

Van de zes natuurlijke isotopen van calcium zijn er vijf stabiel. Van een zesde isotoop, 48Ca, de zwaarste van de zes en zeer zeldzaam (de isotoop-abundantie bedraagt ​​slechts 0,187%), werd onlangs ontdekt dat het dubbel bèta-verval ondergaat met een halfwaardetijd van 5,3 ×1019 jaren.

In gesteenten en mineralen. Het grootste deel van het calcium zit in silicaten en aluminosilicaten van verschillende gesteenten (granieten, gneis, enz.), vooral in veldspaat - Ca-anorthiet.

In de vorm van sedimentair gesteente worden calciumverbindingen weergegeven door krijt en kalksteen, voornamelijk bestaande uit het mineraal calciet (CaCO3). De kristallijne vorm van calciet – marmer – komt veel minder vaak voor in de natuur.

Calciummineralen zoals calciet CaCO3, anhydriet CaSO4, albast CaSO4 0,5H2O en gips CaSO4 2H2O, fluoriet CaF2, apatiet Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiet MgCO3 CaCO3 zijn vrij wijdverspreid. De aanwezigheid van calcium- en magnesiumzouten in natuurlijk water bepaalt de hardheid ervan.

Calcium, dat krachtig migreert in de aardkorst en zich ophoopt in verschillende geochemische systemen, vormt 385 mineralen (het vierde grootste aantal mineralen).

Migratie in de aardkorst. Bij de natuurlijke migratie van calcium wordt een belangrijke rol gespeeld door het daarmee samenhangende ‘carbonaatevenwicht’ omkeerbare reactie interactie van calciumcarbonaat met water en kooldioxide om oplosbaar bicarbonaat te vormen:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(evenwicht verschuift naar links of rechts, afhankelijk van de concentratie koolstofdioxide).

Biogene migratie. In de biosfeer worden calciumverbindingen aangetroffen in vrijwel alle dierlijke en plantaardige weefsels (zie ook hieronder). Een aanzienlijke hoeveelheid calcium wordt aangetroffen in levende organismen. Zo is hydroxyapatiet Ca5(PO4)3OH, of, in een ander artikel, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, de basis van het botweefsel van gewervelde dieren, inclusief mensen; De schelpen en schelpen van veel ongewervelde dieren, eierschalen enz. zijn gemaakt van calciumcarbonaat CaCO3. In levende weefsels van mens en dier zit 1,4-2% Ca (in massafractie); in een menselijk lichaam van 70 kg is het calciumgehalte ongeveer 1,7 kg (voornamelijk in de intercellulaire substantie van botweefsel).

Ontvangst

Vrij metallisch calcium wordt verkregen door elektrolyse van een smelt bestaande uit CaCl2 (75-80%) en KCl of uit CaCl2 en CaF2, evenals aluminotherme reductie van CaO bij 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Er is ook een methode ontwikkeld voor de productie van calcium door thermische dissociatie van calciumcarbide CaC2

Fysieke eigenschappen

Calciummetaal bestaat in twee allotrope modificaties. Stabiel tot 443°C α -Ca met kubusvormig rooster, hogere stabiliteit β-Ca met kubisch lichaamsgericht roostertype α -Fe. Standaard enthalpie ΔH0 overgang α → β bedraagt ​​0,93 kJ/mol.

Kalk - licht metaal(d = 1,55), zilverwit. Het is harder en smelt bij een hogere temperatuur (851°C) vergeleken met natrium, dat zich ernaast bevindt periodiek systeem. Dit wordt verklaard door het feit dat er twee elektronen per calciumion in het metaal zitten. Daarom chemische binding Het heeft een sterkere binding tussen ionen en elektronengas dan natrium. Bij chemische reacties Calciumvalentie-elektronen worden overgedragen naar atomen van andere elementen. In dit geval worden dubbel geladen ionen gevormd.

Chemische eigenschappen

Calcium is een typisch aardalkalimetaal. De chemische activiteit van calcium is hoog, maar lager dan die van alle andere aardalkalimetalen. Het reageert gemakkelijk met zuurstof, kooldioxide en vocht in de lucht, daarom is het oppervlak van calciummetaal meestal dofgrijs, dus in het laboratorium wordt calcium meestal, net als andere aardalkalimetalen, opgeslagen in een goed gesloten pot onder een laag van kerosine of vloeibare paraffine.

In de reeks standaardpotentialen bevindt calcium zich links van waterstof. De standaard elektrodepotentiaal van het Ca2+/Ca0-paar is −2,84 V, dus calcium reageert actief met water, maar zonder ontsteking:

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

Calcium reageert onder normale omstandigheden met actieve niet-metalen (zuurstof, chloor, broom):

Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Bij verhitting in lucht of zuurstof ontbrandt calcium. Calcium reageert bij verhitting met minder actieve niet-metalen (waterstof, boor, koolstof, silicium, stikstof, fosfor en andere), bijvoorbeeld:

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

Ca + 2P = Ca3P2 (calciumfosfide),

calciumfosfiden van de samenstellingen CaP en CaP5 zijn ook bekend;

Ca + Si = Ca2Si (calciumsilicide),

Ook zijn calciumsiliciden met de samenstellingen CaSi, Ca3Si4 en CaSi2 bekend.

Het optreden van de bovengenoemde reacties gaat in de regel gepaard met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte (dat wil zeggen, deze reacties zijn exotherm). In alle verbindingen met niet-metalen is de oxidatietoestand van calcium +2. De meeste calciumverbindingen met niet-metalen worden gemakkelijk afgebroken door water, bijvoorbeeld:

CaH2+ 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Het Ca2+-ion is kleurloos. Wanneer oplosbare calciumzouten aan de vlam worden toegevoegd, wordt de vlam steenrood.

Calciumzouten zoals CaCl2-chloride, CaBr2-bromide, CaI2-jodide en Ca(NO3)2-nitraat zijn zeer oplosbaar in water. Onoplosbaar in water zijn fluoride CaF2, carbonaat CaCO3, sulfaat CaSO4, orthofosfaat Ca3(PO4)2, oxalaat CaC2O4 en enkele andere.

Belangrijk is dat, in tegenstelling tot calciumcarbonaat CaCO3, het zure calciumcarbonaat (bicarbonaat) Ca(HCO3) 2 oplosbaar is in water. In de natuur leidt dit tot de volgende processen. Wanneer koude regen of rivierwater, verzadigd met kooldioxide, ondergronds doordringt en op kalksteen valt, wordt hun oplossing waargenomen:

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

Op dezelfde plaatsen waar water verzadigd met calciumbicarbonaat naar het aardoppervlak komt en wordt verwarmd door zonnestralen, vindt een omgekeerde reactie plaats:

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

Dit is hoe grote hoeveelheden stoffen in de natuur worden overgedragen. Als gevolg hiervan kunnen zich onder de grond enorme gaten vormen en in grotten vormen zich prachtige stenen "ijspegels" - stalactieten en stalagmieten.

De aanwezigheid van opgelost calciumbicarbonaat in water bepaalt grotendeels de tijdelijke hardheid van water. Het wordt tijdelijk genoemd omdat wanneer water kookt, bicarbonaat ontleedt en CaCO3 neerslaat. Dit fenomeen leidt er bijvoorbeeld toe dat er na verloop van tijd kalkaanslag ontstaat in de ketel.

calciummetaal chemisch fysisch

Het belangrijkste gebruik van calciummetaal is het gebruik ervan als reductiemiddel bij de productie van metalen, vooral nikkel, koper en van roestvrij staal. Calcium en zijn hydride worden ook gebruikt om moeilijk te reduceren metalen zoals chroom, thorium en uranium te produceren. Calcium-loodlegeringen worden gebruikt in batterijen en lagerlegeringen. Calciumkorrels worden ook gebruikt om luchtsporen uit vacuümapparaten te verwijderen. Oplosbare calcium- en magnesiumzouten veroorzaken de algehele waterhardheid. Als ze in kleine hoeveelheden in water aanwezig zijn, wordt het water zacht genoemd. Als het gehalte aan deze zouten hoog is, wordt water als hard beschouwd. De hardheid wordt geëlimineerd door koken; om het water volledig te verwijderen, wordt het soms gedestilleerd.

Metallothermie

Zuiver metallisch calcium wordt veel gebruikt in de metallothermie voor de productie van zeldzame metalen.

Legering van legeringen

Zuiver calcium wordt gebruikt om lood te legeren dat wordt gebruikt voor de productie van accuplaten en onderhoudsvrije loodzuuraccu's met lage zelfontlading. Ook wordt metallisch calcium gebruikt voor de productie van hoogwaardige calciumbabbits BKA.

Kernfusie

De 48Ca-isotoop is het meest effectieve en meest gebruikte materiaal voor de productie van superzware elementen en de ontdekking van nieuwe elementen op het periodiek systeem. Als bijvoorbeeld 48Ca-ionen worden gebruikt om superzware elementen in versnellers te produceren, worden de kernen van deze elementen honderden en duizenden keren efficiënter gevormd dan bij gebruik van andere ‘projectielen’ (ionen).

Toepassing van calciumverbindingen

Calciumhydride. Door calcium te verwarmen in een waterstofatmosfeer wordt CaH2 (calciumhydride) verkregen, dat wordt gebruikt in de metallurgie (metallothermie) en bij de productie van waterstof in het veld.

Optische en lasermaterialen. Calciumfluoride (fluoriet) wordt gebruikt in de vorm van enkele kristallen in de optica (astronomische objectieven, lenzen, prisma's) en als lasermateriaal. Calciumwolframaat (scheeliet) in de vorm van enkele kristallen wordt gebruikt in de lasertechnologie en ook als scintillator.

Calciumcarbide. Calciumcarbide CaC2 wordt veel gebruikt voor de productie van acetyleen en voor de reductie van metalen, evenals voor de productie van calciumcyanamide (door calciumcarbide in stikstof te verwarmen tot 1200 °C is de reactie exotherm, uitgevoerd in cyanamideovens) .

Chemische stroombronnen. Calcium, evenals zijn legeringen met aluminium en magnesium, worden gebruikt in thermische reserve elektrische batterijen als anode (bijvoorbeeld calciumchromaatelement). Calciumchromaat wordt in dergelijke batterijen als kathode gebruikt. De eigenaardigheid van dergelijke batterijen is een extreem lange houdbaarheid (tientallen jaren) in een geschikte staat, het vermogen om onder alle omstandigheden te werken (ruimte, hoge druk), groot specifieke energie op gewicht en volume. Nadeel: korte levensduur. Dergelijke batterijen worden gebruikt waar het nodig is om voor een korte periode een enorme elektrische energie op te wekken (ballistische raketten, sommige ruimtevaartuig en etc.).

Vuurvaste materialen. Calciumoxide wordt, zowel in vrije vorm als als onderdeel van keramische mengsels, gebruikt bij de productie van vuurvaste materialen.

Geneesmiddelen. In de geneeskunde elimineren Ca-medicijnen aandoeningen die verband houden met een tekort aan Ca-ionen in het lichaam (tetanie, spasmofilie, rachitis). Ca-preparaten verminderen de overgevoeligheid voor allergenen en worden gebruikt voor de behandeling van allergische aandoeningen (serumziekte, slaperige koorts, enz.). Ca-preparaten verminderen de verhoogde vasculaire permeabiliteit en hebben een ontstekingsremmend effect. Ze worden gebruikt bij hemorragische vasculitis, stralingsziekte, ontstekingsprocessen(longontsteking, pleuritis, enz.) en sommige huidziekten. Voorgeschreven als hemostatisch middel, om de activiteit van de hartspier te verbeteren en de werking van digitalispreparaten te versterken, als tegengif voor vergiftiging met magnesiumzouten. Samen met andere medicijnen worden Ca-preparaten gebruikt om te stimuleren arbeidsactiviteit. Ca-chloride wordt oraal en intraveneus toegediend.

Ca-preparaten omvatten ook gips (CaSO4), gebruikt bij operaties voor gipsverbanden, en krijt (CaCO3), oraal voorgeschreven voor verhoogde zuurgraad maagsap en voor het bereiden van tandpoeder.

Biologische rol

Calcium is een veel voorkomende macronutriënt in het lichaam van planten, dieren en mensen. Bij mensen en andere gewervelde dieren zit het grootste deel ervan in het skelet en de tanden in de vorm van fosfaten. De skeletten van de meeste groepen ongewervelde dieren (sponzen, koraalpoliepen, weekdieren etc.) bestaan ​​uit verschillende vormen van calciumcarbonaat (kalk). Calciumionen zijn betrokken bij bloedstollingsprocessen en zorgen ook voor een constante osmotische druk van het bloed. Calciumionen dienen ook als een van de universele tweede boodschappers en reguleren een verscheidenheid aan intracellulaire processen - spiercontractie, exocytose, inclusief de uitscheiding van hormonen en neurotransmitters, enz. De calciumconcentratie in het cytoplasma van menselijke cellen is ongeveer 10-7 mol, in intercellulaire vloeistoffen ongeveer 10−3 mol.

Het grootste deel van het calcium dat via de voeding het menselijk lichaam binnenkomt, wordt aangetroffen in zuivelproducten; het resterende calcium komt uit vlees, vis en sommige plantaardige producten (vooral peulvruchten). Absorptie vindt plaats in zowel de dikke als de dunne darm en wordt vergemakkelijkt door een zure omgeving, vitamine D en vitamine C, lactose en onverzadigde vetzuren. De rol van magnesium in het calciummetabolisme is belangrijk; bij een tekort wordt calcium uit de botten ‘weggespoeld’ en afgezet in de nieren (nierstenen) en spieren.

Aspirine, oxaalzuur en oestrogeenderivaten verstoren de opname van calcium. In combinatie met oxaalzuur produceert calcium in water onoplosbare verbindingen die componenten zijn van nierstenen.

Door het grote aantal processen dat ermee gepaard gaat, wordt het calciumgehalte in het bloed nauwkeurig gereguleerd en met de juiste voeding ontstaat er geen tekort. Langdurige afwezigheid van het dieet kan krampen, gewrichtspijn, slaperigheid, groeistoornissen en constipatie veroorzaken. Een dieper tekort leidt tot constante spierkrampen en osteoporose. Misbruik van koffie en alcohol kan een calciumtekort veroorzaken, omdat een deel ervan via de urine wordt uitgescheiden.

Overmatige doses calcium en vitamine D kunnen hypercalciëmie veroorzaken, gevolgd door intense verkalking van botten en weefsels (vooral met gevolgen voor de urinewegen). Langdurige overmaat verstoort de werking van spier- en zenuwweefsels, verhoogt de bloedstolling en vermindert de opname van zink door botcellen. De maximale dagelijkse veilige dosis voor een volwassene is 1500 tot 1800 milligram.

Producten Calcium, mg/100 g

Sesam 783

Brandnetel 713

Grote bakbanaan 412

Sardines in olie 330

Klimop budra 289

Hondsroos 257

Amandel 252

Lanceolist van weegbree. 248

Hazelnoot 226

Waterkers 214

Sojabonen gedroogd 201

Kinderen jonger dan 3 jaar - 600 mg.

Kinderen van 4 tot 10 jaar oud - 800 mg.

Kinderen van 10 tot 13 jaar oud - 1000 mg.

Adolescenten van 13 tot 16 jaar oud - 1200 mg.

Jeugd 16 en ouder - 1000 mg.

Volwassenen van 25 tot 50 jaar oud - van 800 tot 1200 mg.

Zwangere vrouwen en vrouwen die borstvoeding geven - van 1500 tot 2000 mg.

Conclusie

Calcium is een van de meest voorkomende elementen op aarde. Er is veel van in de natuur: bergketens en kleirotsen worden gevormd uit calciumzouten, het wordt aangetroffen in zee- en rivierwater en maakt deel uit van plantaardige en dierlijke organismen.

Calcium omringt voortdurend stadsbewoners: bijna alle belangrijke bouwmaterialen - beton, glas, baksteen, cement, kalk - bevatten dit element in aanzienlijke hoeveelheden.

Omdat calcium zulke chemische eigenschappen heeft, kan het natuurlijk niet in vrije staat in de natuur voorkomen. Maar calciumverbindingen – zowel natuurlijke als kunstmatige – zijn van het allergrootste belang geworden.

Bibliografie

1.Redactieraad: Knunyants I. L. (hoofdredacteur) Chemische encyclopedie: in 5 delen - Moskou: Sovjet-encyclopedie, 1990. - T. 2. - P. 293. - 671 pp.

2.Doronin. NA Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 pp. met illustraties.

.Dotsenko VA - Therapeutische en preventieve voeding. - Vraag. voeding, 2001 - N1-p.21-25

4.Bilezikian J.P. Calcium- en botmetabolisme // In: K.L. Becker, ed.

5.M.H. Karapetyants, S.I. Drakin - Generaal en anorganische scheikunde, 2000. 592 pp. met illustraties.

Calciumverbindingen.

Sao– calciumoxide of ongebluste kalk, verkregen door de ontbinding van kalksteen: CaCO 3 = CaO + CO 2 is een oxide van een aardalkalimetaal en reageert dus actief met water: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 – calciumhydroxide of gebluste kalk, daarom wordt de reactie CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 het blussen van kalk genoemd. Als de oplossing wordt gefilterd, is het resultaat kalkwater - dit is een alkalische oplossing, dus het verandert de kleur van fenolftaleïne in karmozijnrood.

Gebluste kalk wordt veel gebruikt in de bouw. Het mengsel met zand en water is een goed bindmateriaal. Onder invloed van kooldioxide hardt het mengsel Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO3 + H 2 O uit.

Tegelijkertijd verandert een deel van het zand en het mengsel in silicaat Ca(OH) 2 + SiO 2 = CaSiO 3 + H 2 O.

De vergelijkingen Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O en CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2 spelen een grote rol in de natuur en bij het vormgeven van het uiterlijk van onze planeet. Kooldioxide in de vorm van een beeldhouwer en architect creëert ondergrondse paleizen in de lagen van carbonaatgesteenten. Het is in staat honderden en duizenden tonnen kalksteen ondergronds te verplaatsen. Langs scheuren in rotsen is water met daarin opgelost kooldioxide, valt in de dikte van kalksteen en vormt holtes - castergrotten. Calciumbicarbonaat bestaat alleen in oplossing. Grondwater beweegt in de aardkorst en verdampt water onder geschikte omstandigheden: Ca(HCO3) 2 = CaCO3 + H2O + CO2 , Dit is hoe stalactieten en stalagmieten worden gevormd, waarvan het formatieschema werd voorgesteld door de beroemde geochemicus A.E. Fersman. Er zijn veel castrumgrotten op de Krim. De wetenschap bestudeert ze speleologie.

Calciumcarbonaat gebruikt in de bouw CaCO3- krijt, kalksteen, marmer. Jullie hebben ons treinstation allemaal gezien: het is versierd met wit marmer uit het buitenland.

ervaring: blaas door een buisje in een oplossing van kalkwater, het wordt troebel .

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO2 3 + N 2 OVER

Stroomt naar het gevormde sediment azijnzuur, koken wordt waargenomen, omdat kooldioxide vrijkomt.

CaCO 3 +2CH 3 COOH = Ca(CH 3 ZOO) 2 +H 2 O + CO 2

HET VERHAAL VAN DE CARBONAATBROERS.

Er wonen drie broers op aarde
Uit de Carbonate-familie.
De oudere broer is een knappe MARMER,
Glorieus in de naam van Karara,
Een uitstekende architect. Hij
Rome en het Parthenon gebouwd.
Iedereen kent KALKSTEEN,
Daarom heet het zo.
Beroemd om zijn werk
Een huis achter het huis bouwen.
Zowel capabel als capabel
Kleine zachte broer MEL.
Kijk hoe hij tekent,
Deze CaCO3!
Broers houden van stoeien
Verwarm in een hete oven,
Er worden dan CaO en CO 2 gevormd.
Dit is koolstofdioxide
Ieder van jullie kent hem,
Wij ademen het uit.
Nou, dit is SaO -
Heet verbrande ongebluste kalk.
Voeg er water aan toe,
Meng grondig
Zodat er geen problemen zijn,
Wij beschermen onze handen
Goed geknede LIMOEN, maar GESNEDEN!
Limoenmelk
De muren zijn gemakkelijk witgekalkt.
Het lichte huis werd vrolijk,
Kalk omzetten in krijt.
Hocus Pocus voor het volk:
Je hoeft alleen maar door het water te blazen,
Hoe gemakkelijk is het
Veranderd in melk!
En nu is het behoorlijk slim
Ik krijg frisdrank:
Melk plus azijn. Ja!
Schuim stroomt over de rand!
Alles zit in zorgen, alles zit in werk
Van zonsopgang tot zonsopgang -
Deze broers Carbonaten,
Deze CaCO3!

Herhaling: CaO– calciumoxide, ongebluste kalk;
Ca(OH) 2 – calciumhydroxide (gebluste kalk, kalkwater, kalkmelk, afhankelijk van de concentratie van de oplossing).
Het algemene is dezelfde chemische formule Ca(OH) 2. Verschil: kalkwater is een transparante verzadigde oplossing van Ca(OH) 2, en kalkmelk is een witte suspensie van Ca(OH) 2 in water.
CaCl 2 - calciumchloride, calciumchloride;
CaCO 3 – calciumcarbonaat, krijt, schelpmarmer, kalksteen.
L/R: collecties. Vervolgens demonstreren we een verzameling mineralen die beschikbaar zijn in het schoollaboratorium: kalksteen, krijt, marmer, schelpengesteente.
CaS0 4 ∙ 2H 2 0 - calciumsulfaatkristalhydraat, gips;
CaCO 3 - calciet, calciumcarbonaat maakt deel uit van vele mineralen die 30 miljoen km 2 op aarde bedekken.

De belangrijkste van deze mineralen is kalksteen. Schelpenrotsen, kalkstenen van organische oorsprong. Het wordt gebruikt bij de productie van cement, calciumcarbide, soda, alle soorten kalk en in de metallurgie. Kalksteen is de basis bouwindustrie Er worden veel bouwmaterialen van gemaakt.

Krijt het is niet alleen tandpoeder en schoolkrijt. Ook bij de productie van papier (gecoat - hoogste kwaliteit) en rubber; bij de bouw en renovatie van gebouwen - als whitewash.

Marmer is een dicht kristallijn gesteente. Er is een gekleurde - wit, maar meestal kleuren verschillende onzuiverheden deze in verschillende kleuren. Zuiver wit marmer is zeldzaam en wordt vooral gebruikt voor werk van beeldhouwers (beelden van Michelangelo, Rodin). In de bouw wordt gekleurd marmer gebruikt als bekledingsmateriaal ( Metro Moskou) of zelfs als het belangrijkste bouwmateriaal van paleizen (Taj Mahal).

In de wereld van interessante dingen “Taj Mahal MAUSOLEUM”

Sjah Jahan van de Grote Mughal-dynastie hield bijna heel Azië in angst en gehoorzaamheid. In 1629 stierf Mumzat Mahal, de geliefde vrouw van Shah Jahan, op 39-jarige leeftijd tijdens de bevalling tijdens een campagne (dit was hun 14e kind, allemaal jongens). Ze was ongewoon mooi, slim, slim, de keizer gehoorzaamde haar in alles. Voor haar dood vroeg ze haar man een graf te bouwen, voor de kinderen te zorgen en niet te trouwen. De bedroefde koning stuurde zijn gezanten naar iedereen grote steden, de hoofdsteden van aangrenzende staten - naar Bukhara, Samarkand, Bagdad, Damascus, om de beste ambachtslieden te vinden en uit te nodigen - ter nagedachtenis aan zijn vrouw besloot de koning het beste gebouw ter wereld op te richten. Tegelijkertijd stuurden boodschappers plannen voor de beste gebouwen in Azië en de beste bouwmaterialen naar Agra (India). Ze brachten zelfs malachiet mee uit Rusland en de Oeral. De belangrijkste metselaars kwamen uit Delhi en Kandahar; architecten - uit Istanbul, Samarkand; decorateurs - uit Bukhara; tuinmannen - uit Bengalen; de kunstenaars kwamen uit Damascus en Bagdad en de bekende meester Ustad-Isa had de leiding.

Samen werd gedurende 25 jaar een krijtmarmeren structuur gebouwd, omgeven door groene tuinen, blauwe fonteinen en een rode zandstenen moskee. 20.000 slaven bouwden dit wonder van 75 m (gebouw met 25 verdiepingen). In de buurt wilde ik voor mezelf een tweede mausoleum van zwart marmer bouwen, maar ik had geen tijd. Hij werd van de troon gestoten door zijn eigen zoon (de tweede, en hij doodde ook al zijn broers).

De heerser en meester van Agra keek de laatste jaren van zijn leven uit het smalle raam van zijn gevangenis. 7 jaar lang bewonderde mijn vader zijn creatie. Toen de vader blind werd, maakte de zoon een systeem van spiegels voor hem zodat de vader het mausoleum kon bewonderen. Hij werd begraven in de Taj Mahal, naast zijn Mumtaz.

Degenen die het mausoleum betreden, zien cenotaven - valse graven. De eeuwige rustplaatsen van de Grote Khan en zijn vrouw bevinden zich beneden in de kelder. Alles is daar ingelegd edelstenen, die gloeien alsof ze leven, en de takken van sprookjesbomen, verweven met bloemen, sieren de muren van het graf in ingewikkelde patronen. Gemaakt door de beste beeldhouwers, vieren turkooisblauwe lapis lazuli, groenzwarte jade en rode amethisten de liefde van Shah Jahal en Mumzat Mahal.

Elke dag haasten toeristen zich naar Agra, omdat ze de waarheid willen zien wereldwonder - het mausoleum van de Taj Mahal, alsof het boven de grond zweeft.

CaCO 3 - Dit bouwmateriaal uitwendig skelet van weekdieren, koralen, schelpen, enz., eierschalen. (illustraties of Dieren van de koraalbiocenose” en tentoonstelling van een verzameling zeekoralen, sponzen, schelpengesteente).