CALCIUM: EGENSKABER, STRUKTUR, OPNÅELSE, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den calcium er et jordalkalimetal tilhører 2 (Hr Becambara) gruppe periodiske system. Dette metal indtager femtepladsen i overflod blandt de elementer, der er til stede i jordskorpen; bag jern og aluminium. Det er repræsenteret af det kemiske symbol Ca, og dets atomnummer er 20.

Calcium repræsenterer 3,64% af jordskorpen og er det mest rigelige metal i den menneskelige krop, hvilket repræsenterer 2% af dens vægt. Han er ikke fri i naturen; men det er en del af adskillige mineraler og kemiske forbindelser.

Metalisk calcium med høj renhed opbevaret i mineralolie for at beskytte det mod ilt og fugt. Kilde: 2 × 910

F.eks. Findes det i mineralkalsitten, som igen er en del af kalksten. Calciumcarbonat findes i jorden som marmor, dolomit, æggeskal, koraller, perler, stalaktitter, stalagmitter samt i skaldene fra mange havdyr eller snegle.

Derudover er calcium en del af andre mineraler, såsom gips, anhydrit, fluorit og apatit. Det er ikke så overraskende, at det er synonymt med knogler på kulturelt niveau.

Når det udsættes for luft, dækkes calcium med en gullig belægning, produktet af en blanding af calciumoxid, nitrid og hydroxid. Overfladen er imidlertid skinnende, sølvfarvet-hvid, frisk udskåret. Det er blødt med en hårdhed på Mohs skala fra 1,75.

Calcium udfører adskillige funktioner i levende væsener, blandt dem er det en del af forbindelser, der bestemmer knoglesystemets struktur og funktion; det griber ind i koagulationskaskaden ved at aktivere flere koagulationsfaktorer, der identificeres som faktor IV.

Yderligere er calcium involveret i muskelkontraktion, hvilket tillader forening af kontraktile proteiner (actin og myosin); og letter frigørelsen af ​​nogle neurotransmittere, herunder acetylcholin.

Kemisk deltager det næsten altid i dets organiske eller uorganiske forbindelser, såsom den divalente kation Ca ²⁺. Det er en af ​​kationerne med det højeste koordinationsnummer, det vil sige, det kan interagere med flere molekyler eller ioner på samme tid.

Historie

I oldtiden

Calciumforbindelser som kalk (CaO) eller gips (CaSO ₄) er blevet brugt af mennesker i årtusinder, idet de ignorerer deres kemiske struktur. Kalk som byggemateriale og gips til fremstilling af skulpturerne blev brugt 7.000 år f.Kr.

I Mesopotamien blev der fundet en kalkovn, der blev brugt 2.500 f.Kr. På kort tid blev gips brugt under opførelsen af ​​den store pyramide i Giza.

Identifikation og isolering

Joseph Black (1755) forklarede, at kalk er lettere end kalkstenen (calciumcarbonat), der giver den oprindelse. Dette skyldes, at det mister kuldioxid under opvarmningen.

Antoine Lavoiser (1787) konkluderede, at kalk skal være et oxid af et ukendt kemisk element.

Sir Humphrey Davy (1808) netop i det år, hvor han opdagede bor, gjorde det samme med calcium ved hjælp af elektrolyseteknikken, der blev brugt af Jakar Berzelius og Magnus Martin.

Davy isolerede calcium og magnesium under anvendelse af det samme eksperimentelle design. Han blandede calciumoxid med kviksølv (II) -oxid på en platinplade, brugt som en anode (+), mens katoden (-) var en platinatråd delvist nedsænket i kviksølv.

Elektrolyse producerede et amalgam af calcium og kviksølv. For at rense calcium blev amalgamet underkastet destillation. Imidlertid blev rent calcium ikke opnået.

Ejendomme

Fysisk beskrivelse

Sølvhvidt metal skifter til gråhvidt, når det udsættes for luft. I fugtig luft tager det en skyet blågrå. Fast eller tørt pulver. Krystallstruktur centreret i ansigtet.

Atomvægt

40,078 g / mol.

Smeltepunkt

842 ° C

Kogepunkt

1.484 ° C

Massefylde

-1,55 g / cm ³ ved stuetemperatur.

-1,378 g / cm ³ i flydende tilstand ved smeltepunkt.

Fusionsvarme

8,54 kJ / mol.

Fordampningsvarme

154,7 kJ / mol.

Molær kalorikapacitet

25,929 J / (mol · K).

Specifik kalorikapacitet

0,63 J / gK

elektronegativitet

1.0 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergi

-Første ionisering 589,8 kJ / mol

- Anden ionisering 1.145 kJ / mol

- Tredje ionisering 4.912 kJ / mol

-Forthionisation 6.490,57 kJ / mol, og der er yderligere 4 ioniseringsenergier.

Atomradio

197 pm

Kovalent radius

176 ± 22:00

Varmeudvidelse

22,3 um / m · K ved 20 ° C

Termisk ledningsevne

201 W / m K

Elektrisk modstand

336 nΩ · m ved 20 ° C

Hårdhed

1,75 på Mohs-skalaen.

isotoper

Calcium har 6 naturlige isotoper: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca og ⁴⁸ Ca og 19 radioaktive syntetiske isotoper. De mest rigelige isotoper er ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) og ⁴² Ca (0,647%).

Reaktivitet

Calcium reagerer spontant med vand og producerer calciumhydroxid og hydrogengas. Reagerer med ilt og nitrogen i luften og producerer henholdsvis calciumoxid og calciumnitrid. Ved opdeling brænder det spontant i luften.

Når calcium opvarmes, reagerer det med brint til dannelse af et halogenid. Det reagerer også med alle halogener og danner halogenider. Det reagerer også med bor, svovl, kulstof og fosfor.

Struktur og elektronkonfiguration af calcium

Calciumatomer er forbundet med metalliske bindinger, der bidrager med deres to valenselektroner til strømmen af ​​elektroner. Således ender samspillet mellem Ca-atomer og de resulterende elektroniske bånd med at definere en krystal med en ansigt-centreret kubisk struktur (ccc, på spansk; eller fcc, på engelsk, for ansigt-centreret kubik).

Hvis denne calciumccc-krystal opvarmes til en temperatur omkring 450 ° C, gennemgår den en overgang til hcp-fasen (kompakt hexagonal eller nærmest pakket sekskantet). Med andre ord bliver strukturen tættere, som om bevægelsen af ​​elektroner og atomernes vibrationer sammentrækkede afstanden, der adskiller dem.

Calciumatom har følgende elektroniske konfiguration:

4s ²

Hvilket ville forklare, at de to valenselektroner for dette metal kommer fra dets yderste 4'erne. Når den mister dem, ^dannes den divalente kation Ca ²⁺, isoelektronisk med den ædelgassargonon; det vil sige at både Ar og Ca ²⁺ har det samme antal elektroner.

Det er de 4'ere orbitaler af calcium, der kombineres for at etablere valensbåndet for disse krystaller. Det samme sker med de tomme 4p orbitaler, der etablerer et ledningsbånd.

Indhentning

Calcium produceres kommercielt ved elektrolyse af smeltet calciumchlorid. Følgende reaktioner forekommer ved elektroderne:

Ved anoden: 2Cl ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Calcium aflejres som et metal på katoden ved at opsamle elektroner fra ionisk calcium.

Ved katoden: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (r)

I lille skala kan calcium produceres ved at reducere calciumoxid med aluminium eller calciumchlorid med metallisk natrium.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCI ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

Applikationer

Elementært calcium

Calcium anvendes som et tilsætningsstof til fremstilling af glaspærer, der tilsættes pæren i dets oprindelige fremstillingsstadium. Det tilføjes også i slutningen, så det kombineres med de gasser, der er tilbage i pæren.

Det bruges som desintegrator i produktionen af ​​metaller som kobber og stål. Legeringen af ​​calcium og cæsium anvendes i tændene til tændere til at generere gnisterne. Calcium er et reduktionsmiddel, men det har også deoxidations- og deoxidationsapplikationer.

Calcium anvendes til fremstilling af metaller såsom chrom, thorium, uranium, zirkonium og andre fra deres oxider. Det bruges som et legeringsmiddel til aluminium, kobber, bly, magnesium og andre basismetaller; og som en deoxidizer til nogle højtemperaturlegeringer.

Calcium i legering med bly (0,04%) tjener som et kappe til telefonkabler. Det bruges i legering med magnesium i ortopædiske implantater for at forlænge deres levetid.

Calciumcarbonat

Det er et fyldstofmateriale i keramik, glas, plast og maling samt et råmateriale til fremstilling af kalk. Syntetisk carbonat med høj renhed bruges medicinsk som et antacida- og diætkalsiumtilskud. Det bruges også som et tilsætningsstof i fødevarer.

Calciumoxid

Calciumoxid anvendes i byggebranchen, der bruges til finering af væggene. Det er også indarbejdet i beton. I det 19. århundrede blev blokke af calciumoxid brændt for at belyse etaperne med intenst hvidt lys.

Kalk (igen, calciumoxid) bruges til at fjerne uønskede komponenter, såsom siliciumdioxid (SiO ₂), der er til stede i jernmateriale fra stål. Produktet fra reaktionen er calciumsilicat (CaSiO ₃) kaldet "slagge".

Kalk kombineres med vand til dannelse af calciumhydroxid; Denne forbindelse flokkulerer og synker og trækker urenheder til bunden af ​​tanke.

Skorstenens indre er foret med kalk for at fjerne dampe fra fabrikkerne. F.eks. Fanger det svovldioxid (SO ₂), hvilket bidrager til sur nedbør, og omdanner det til calciumsulfit (CaSO ₃).

Kalcium Klorid

Calciumchlorid bruges til at kontrollere is på veje; balsam til tomaten til stede i konserves; fremstilling af karosserier til lastbiler og lastbiler.

Calciumsulfat

Det præsenteres almindeligvis som CaSO ₄ · 2H ₂ O (gips), der bruges som jordbalsam. Kalcineret gips bruges til fremstilling af fliser, plader og lameller. Det bruges også til immobilisering af knogelfrakturer.

Calciumphosphater

Calciumphosphater findes i forskellige former i naturen og bruges som gødning. Det sure kalsiumsalt (CaH ₂ PO ₄) bruges som gødning og stabilisator til plast. Calciumphosphat findes som en del af knoglevævet, især som hydroxyapatit.

Andre calciumforbindelser

Der er adskillige calciumforbindelser med forskellige anvendelser. For eksempel bruges calciumcarbid til opnåelse af acetylen, der bruges i svejse fakler. Calciumalginat bruges som fortykningsmiddel i fødevarer såsom is.

Calciumhypochlorit bruges som blegemiddel, deodorant, fungicid og algaecid.

Calciumpermanganat er en raketdrivmiddel. Det bruges også som vandrensningsmiddel og til tekstilproduktion.

Biologisk funktion

Calcium udfører adskillige funktioner i levende væsener:

-Den griber ind i koagulationskaskaden som faktor IV.

-Det er nødvendigt for aktivering af flere koagulationsfaktorer, inklusive thrombin.

-I skelettemuskulatur frigiver calcium den inhiberende virkning af et proteinsystem på muskelkontraktion, hvilket tillader dannelse af actin-myosinbroer, hvilket forårsager sammentrækning.

-Stabiliserer de ioniske kanaler i exciterbare celler. Ved hypocalcæmi aktiveres natriumkanaler, hvilket får natrium til at komme ind i cellerne, hvilket genererer en vedvarende sammentrækning (tetany), der kan være dødbringende.

-Kalcium favoriserer desuden frigivelsen af ​​neurotransmitteren acetylcholin i de presynaptiske terminaler.

Risici og forholdsregler

Reagerer eksotermisk med vand. Derfor kan det forårsage alvorlig skade på munden, spiserøret eller maven, når den er indtaget.

Arbejdstagere udsættes for denne risiko på steder, hvor calciumproduktionen produceres, eller på steder, hvor der påføres metal. Forholdsreglerne er at beskytte sig selv med masker, der undgår indånding af støv, tøj og tilstrækkelig ventilation.

Hyperkalscæmi er ekstremt farlig og kan hovedsageligt forårsages af overdreven sekretion af parathyreoideahormon eller et overdrevet indtag af vitamin D. Overskydende indtag af kalk, for eksempel over 2,5 g / dag, er sjældent en årsag til hypercalcæmi..

Overskydende calcium opbygges i nyrerne, hvilket forårsager nyresten og nyrenefrose. Derudover ændrer akkumulering af calcium i væggene i blodkarene deres elasticitet, hvilket kan være årsagen til hypertension, nedsat blodgennemstrømning og trombose.

En grundlæggende forsigtighedsregler er inkluderingen af ​​kalsæmi blandt laboratorieundersøgelserne, når lægen observerer karakteristika i patientens symptomer, der får ham til at mistænke for hyperkalsæmi og iværksætte den rette behandling.

Referencer

1. W. Hull. (1921). Krystallstrukturen af ​​calcium. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Calcium. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Calcium. Kemi forklaret. Gendannes fra: chemistryexplained.com
4. Timothy P. Hanusa. (11. januar 2019). Calcium. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
5. National Center for Biotechnology Information. (2019). Calcium. PubChem-database. CID = 5460341. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Calcium: det væsentlige. Gendannes fra: webelements.com