Основное кальцийТекст на тему кальцийСоли, минералы

КАЛЬЦИЙ. [Calcium; от лат. calx (calcis) — известь], Са — хим. элемент II группы периодической системы элементов; ат. н. 20, ат. м. 40,08. Серебристо-белый металл. В соединениях проявляет степень окисления + 2. Природный кальций состоит из смеси шести стабильных изотопов, среди к-рых преобладает изотоп 40Са (96,97%). Из радиоактивных наибольшее значение имеет изотоп 45Са с периодом полураспада 163,5 дня. Природные соединения кальция — известняк, мрамор, гипс — уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Металлический кальций получил (1808) англ. химик Г. Дэви. Содержание кальция в земной коре 2,96%. По распространенности в природе занимает пятое место (после кислорода, кремния, алюминия и железа). В свободном состоянии в природе не встречается. Входит в состав осадочных горных пород и различных минералов: кальцита, известняка, мела, мрамора, доломита, гипса, ангидрита, фосфорита, флюорита и др. Соединения кальция содержатся также в почве и морской воде . Кристаллическая решетка К. гранецентрированная кубическая с периодом а = 5,56 А,   переходящая при  т-ре около   450° С   в гексагональную.
 
Плотность 1,54 г/см3; tun  851° С; tкип 1482° С; температурный коэфф. линейного   расширения   (т-ра 0—300° С) 22·10-6 град-1; коэфф. теплопроводности 0,3   кал/см · сек-град; удельное электрическое сопротивление 4,6· 10-6 ом·см. Модуль упругости 2600 кгс/мм2; предел прочности на растяжение 6 кгс/мм2; предел упругости 0,4 кгс/мм2; предел текучести 3,8 кгс/мм2; относительное удлинение 50%; НВ = 20—30. Химически очень активен и вытесняет почти все металлы из их окислов, сульфидов и галогенидов. 
 
При обычной т-ре кальций взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, при нагревании воспламеняется  и  сгорает,   образуя окись СаО. Энергично разлагает воду, легко взаимодействует с галогенами. При нагревании с серой образует сульфид CaS. С водородом образует гидрид СаН2, со мн. металлами — интерметаллические   соединения  или   твердые   растворы. По хим. св-вам К. подобен стронцию и барию. Получают К. электролитическим или металлотермическим способом.
 
По электролитическому способу при т-ре 700° С проводят электролиз расплавленной смеси хлористых К. и калия, используя графитовый анод    и жидкий    меднокальциевый катод, содержащий в начале процесса 30—35%  Са,  а в конце процесса 62—65% Са. Металлический   кальций из сплава отгоняют при т-ре 1000° С в вакууме 0,1—0,001   мм рт. ст. Возогнанный К.    содержит   менее 0,5% примесей. По металлотермическому способу измельченную окись К. смешивают с порошком алюминия, брикетируют и загружают в реторты из хромоникелевой стали. Восстановление проходит при т-ре 1200° С в вакууме 0,01—0,02 мм рт. ст. Пары К. конденсируются на холодной части реторты. Чистота получаемого этим способом К. составляет 98—99%. 
 
Металлотермический способ   перспективнее   электролитического. Кальций поддается различным видам мех. обработки. Товарные формы К.- отливают листы. Металлический кальций применяют для восстановления из окислов или галогенидов рубидия, цезия , циркония , ванадия, тория, урана и некоторых редкоземельных металлов, для раскисления сталей и бронз, для удаления серы из нефтепродуктов, при очистке инертных газов от азота, для поглащения остаточных газов вакуумных приборах. Сплавы кальций со свинцом используют как антифрикционные материалы, при изготовлении   аккумуляторных пластин и оболочек электр. кабелей. Окись кальция  находит применение в стекольном произ-ве,  для футеровки печей, для приготовления гашеной извести, к-рая в смеси с песком используется в качестве строительного раствора (штукатурки). Карбид К. служит для получения ацетилена.
 
Гидрид кальция употребляют для получения редких металлов из окислов, при определении следов воды в органических растворителях, для получения водорода. Безводный хлористый К. используют для осушения органических растворителей и газов, как катализатор отвердения некоторых синтетических смол, для полимеризации силиконов. Пропитывание хлористым К. повышает огнестойкость древесины и тканей.  Хлорная известь применяется как отбеливающее средство в целлюлозно-бумажной и текстильной пром-сти, а также как дезинфецирующее средство. Сульфид К. применяют для приготовления люминофоров, а также в кожевенной пром-сти для удаления   волос   со шкур. Гидросульфид Кальция используют в произ-ве искусственного волокна. 
 
Характеристика элемента. В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Различие между энергией внешнего подуровня и нижележащими настолько велико, что кальций, кроме состояния + 2, никаких устойчивых степеней окисления не имеет. В последнее время стали известны соединения СаСl и CaF, в которых степень окисления кальция +1, но эти вещества еще очень слабо изучены. Увеличение заряда приводит к более прочному стягиванию внешнего электронного слоя, так что размер атома уменьшается по сравнению с калием почти на 0,5 А. По величинам радиусов атома и нона кальций ближе к натрию, чем к калию (диагональное сходство). Создаваемое ядром атома потенциальное поле приводит к тому, что ион кальция сильно притягивает от молекулы Н2O группу ОН п вследствие этого протон от Н2O легко отделяется. Ион Са2+ имеет радиус 0,94 А, что значительно меньше, чем у К+ (2,23 А), поэтому Са2+ поляризуется значительно меньше. Гидроксид кальция довольно сильное основание. Таким образом, даже у кальция — наименее активного из всех щелочноземельных металлов— характер связи в соединениях ионный.
 
Свойства простого вещества и соединений. Внешне кальций — серебристо-белый металл (пл = 849°С, кип= 1440° С), тверже стронция п бария. На воздухе неустойчив, покрывается желтоватой пленкой продуктов окисления. С водой реагирует бурно с загоранием водорода
 
Са + 2H2O = Са( OH )2 + H2
 
2H2 + O2 = 2H2O + Q
 
При контакте с кислородом образуется в основном оксид, а при повышенном давлении пероксид СаO2. Дает твердый гидрид с водородом при нагревании:
 
Са + Н2 = СаН2
 
При температуре красного каления реагирует с азотом:
 
ЗСа + N2 = Ca3N2
 
Оксид и гидроксид кальция. Технический оксид кальция готовят прокаливанием известняка:
              t
СаСОз  СаО + СO2
 
Полученный продукт называется негашеной известью. При прибавлении к СаО воды протекает процесс гашения:
 
СаО + Н2O = Са(ОН)2
 
и получается «гашеная известь» или гидроксид кальция. Обработкой извести углем в электропечах получают карбид:
 
CaO + 3C = CaC2 + CO

Соли кальция. С хлором металл образует хлорид СаСl2, примечательный тем, что способен жадно впитывать воду. Он является одним из самых широко используемых в химической и медицинской практике осушителей. Хлорид кальция — один из немногих солей элемента, растворимых в воде, тогда как большинство труднорастворимы: карбонаты, сульфаты, фториды и средние фосфаты. Этим пользуются в аналитической химии для выделения кальция из раствора. Для отделения иона кальция от очень похожего на него <иона магния пользуются нерастворимостью в воде соли щавелевой кислоты кальция СаС2O4. Образование этой соли в организме служит причиной появления одной из разновидностей почечных камней в организме — оксалатов. Одним из важнейших соединений, необходимых для техники, является карбид кальция. Его применяют для получения ацетилена при сварке
 
СаС2 + 2Н2O = Са( OH )2 + CH  CH
 
а также как полупродукт в производстве цианамида кальция (удобрение) и при изготовлении искусственного каучука
 
СаС2 + N2 = C +Ca=N — C  N
 
Для получения фосфатов кальция прибавляют серную кислоту к фосфориту и в зависимости от количества взятой H2SO4 возникают разные продукты:
 
( 1 )  Са3(РO4)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2СаНРO4
 
( 2 )  Са3(РO4)2 + 2H2SO4 = 2CaSO4 + Са(Н2РО4)
 
( 3 )  Са3( PO4 )2 + 3H2SO4 = ЗСаSO4 + 2Н3РO4 
 
Полученные по реакциям (1) и (2) преципитат СаНРO4 и суперфосфат Са(Н2РO4)2 загрязнены гипсом, введение которого в почву повышает содержание CaSO4 в ней, что не желательно. Поэтому стараются получать фосфорную кислоту по процессу (3) и ею обрабатывают фосфорит:
 
Са3(РO4)2 + 4Н3РO4 = ЗСа( Н2РО4)
 
Преципитат получают обработкой Са(ОН)2 фосфорной кислотой
 
Са( OH )2 + Н3РO4 = СаНРO4 + 2Н2O
 
С солями кальция (и магния) связано такое понятие, как «жесткость» воды. Чем больше в воде солей этих элементов, тем вода жестче: при нагревании дает накинь (карбонаты), затрудняет окраску и стирку тканей, не годится для ряда производств. Различают временную и постоянную жесткость, создаваемую гидрокарбонатами Са(НСОз)2, Mg(HCO3)2 и соответственно сульфатами CaSO4, MgSO4, хлоридами СаСl2, MgCl2. Устранить временную жесткость
довольно легко: кипячением, добавкой соды или какой-либо кислоты :
                        t
Са ( НСO)2  СаСO3+ Н2O + СO2
 
Ca( HCO)2+Na2C03 = 2NaHCO3 + СаСO3
 
Са( НСO3 )2 + 2HCI = СаСl2 + Н2O + СO2
 
Труднее устранить постоянную жесткость. Для этого воду пропускают через ионообменники, в которых находятся иониты (чаще всего искусственные смолы), содержащие ионы Na+ или Н+. Вода, проходя сквозь ионообменники, обменивает ионы кальция и магния, сорбирующиеся на ионитах, на Na+ и Н+.
 
Получение и использование. Кальций относится к распространенным элементам. Это объясняется нерастворимостью многих его солей. Основные разновидности их, встречающиеся в природе: кальцит (известняк) СаСO3, фосфорит Са3(РO4)2, ангидрит CaSO4 , важный для металлургии минерал флюорит CaF2. Получают кальций электролизом расплавленных солей, чаще всего хлоридов. В виде металла применяют при изготовлении подшипниковых сплавов типа баббита, а также в форме амальгамы в промышленности тонкого органического синтеза. Гораздо шире, чем сам металл, используются соединения кальция. Главными из них являются оксид и гидроксид кальция, различные соли фосфорной кислоты, карбид кальция и некоторые другие. Наиболее важны для сельского хозяйства фосфаты кальция, а для промышленности оксид и карбид. В смеси с песком и некоторыми другими веществами известь СаО может быть использована в качестве связующего материала в строительстве, а также при производстве стекол и силикатных эмалей. Известь СаО применяют и в сельском хозяйстве в двух целях: ее вносят в почву для понижения кислотности почв и в качестве удобрения. Широкое применение в сельском хозяйстве в качестве удобрения находят фосфаты кальция. Основное значение имеют фосфорит Са3(РO4)2, преципитат СаHРO4 и супер фосфаты (простой Ca(H2PO4)+2CaSO4 и двойной Са(Н2РO4)). Фосфорит представляет собой природное соединение. Биологические функции кальция заключаются в создании костного скелета организма, регулировании осмотического давления в клетках и регулировании работы ферментных систем (например, процессов свертывания крови). Усвоение кальция растущим организмом активно происходит в присутствии витамина D.
 
Лит.: Доронин Н. А..   Металлургия кальция.