KALSIUM: EGENSKAPER, STRUKTUR, OPPNÅELSE, BRUK - KJEMI - 2026

Den kalsium er et alkalisk jordmetall som hører til to (Mr. Becambara) gruppe periodiske system. Dette metallet inntar femteplassen i overflod blant elementene som er til stede i jordskorpen; bak jern og aluminium. Det er representert med det kjemiske symbolet Ca, og atomnummeret er 20.

Kalsium representerer 3,64% av jordskorpen og er det mest tallrike metallet i menneskekroppen, og representerer 2% av dens vekt. Han er ikke fri i naturen; men det er en del av mange mineraler og kjemiske forbindelser.

Metallisk kalsium med høy renhet lagret i mineralolje for å beskytte det mot oksygen og fuktighet. Kilde: 2 × 910

For eksempel finnes det i mineralkalsitten, som igjen er en del av kalkstein. Kalsiumkarbonat er til stede i jorden som marmor, dolomitt, eggeskall, koraller, perler, stalaktitter, stalagmitter, så vel som i skjellene til mange marine dyr eller snegler.

I tillegg er kalsium en del av andre mineraler, for eksempel gips, anhydritt, fluoritt og apatitt. Det er ikke overraskende at det er synonymt med bein på kulturelt nivå.

Når den utsettes for luft, blir kalsium dekket med et gulaktig belegg, produktet av en blanding av kalsiumoksyd, nitrid og hydroksyd. Imidlertid, overflaten som er nyskåret, er skinnende, sølvaktig-hvitaktig. Den er myk med en hardhet på Mohs skala fra 1,75.

Kalsium utfører en rekke funksjoner i levende vesener, blant dem er det en del av forbindelser som bestemmer strukturen og funksjonen til beinsystemet; den griper inn i koagulasjonskaskaden ved å aktivere flere koagulasjonsfaktorer, identifisert som faktor IV.

Videre er kalsium involvert i muskelkontraksjon, noe som tillater forening av kontraktile proteiner (aktin og myosin); og letter frigjøring av noen nevrotransmittere, inkludert acetylkolin.

Kjemisk deltar det nesten alltid i organiske eller uorganiske forbindelser som den divalente kation Ca ²⁺ . Det er et av kationene med det høyeste koordinasjonsnummeret, det vil si at det kan samhandle med flere molekyler eller ioner samtidig.

Historie

I oldtiden

Kalsiumforbindelser som kalk (CaO) eller gips (CaSO ₄ ) har blitt brukt av mennesker i årtusener, og ignorerer den kjemiske strukturen. Kalk som byggemateriale og gips for å lage skulpturene ble brukt 7000 år f.Kr.

I Mesopotamia ble det funnet en kalkovn som ble brukt 2500 f.Kr. I løpet av en kort periode ble gips brukt under byggingen av den store pyramiden i Giza.

Identifisering og isolasjon

Joseph Black (1755) forklarte at kalk er lettere enn kalksteinen (kalsiumkarbonat) som gir den opprinnelse. Dette er fordi det mister karbondioksid under oppvarming.

Antoine Lavoiser (1787) konkluderte med at kalk må være et oksid av et ukjent kjemisk element.

Sir Humphrey Davy (1808) nøyaktig det året han oppdaget bor, gjorde det samme med kalsium ved bruk av elektrolyseteknikken, brukt av Jakar Berzelius og Magnus Martin.

Davy isolerte kalsium og magnesium ved bruk av samme eksperimentelle design. Han blandet kalsiumoksyd med kvikksølv (II) oksyd på en platinaplate, brukt som anode (+), mens katoden (-) var en platinatråd delvis nedsenket i kvikksølv.

Elektrolyse produserte et amalgam av kalsium og kvikksølv. For å rense kalsiumet ble amalgamet utsatt for destillasjon. Imidlertid ble ikke kalsium oppnådd.

Egenskaper

Fysisk beskrivelse

Sølvhvitaktig metall, skifter til gråhvit når den utsettes for luft. I fuktig luft tar det på seg en overskyet blågrå. Fast eller tørt pulver. Krystallstruktur sentrert i ansiktet.

Atomvekt

40,078 g / mol.

Smeltepunkt

842 ° C.

Kokepunkt

1 484 ° C.

tetthet

-1,55 g / cm ³ ved romtemperatur.

-1,378 g / cm ³ i flytende tilstand ved smeltepunktet.

Fusjonsvarme

8,54 kJ / mol.

Fordampingsvarme

154,7 kJ / mol.

Molær kalorikapasitet

25,929 J / (mol · K).

Spesifikk kalorikapasitet

0,63 J / gK

elektro

1.0 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergi

-Første ionisering 589,8 kJ / mol

- Andre ionisering 1145 kJ / mol

- Tredje ionisering 4,912 kJ / mol

-Forth ionisering 6.490,57 kJ / mol, og det er 4 flere ioniseringsenergier.

Atomradio

197 kl

Kovalent radius

176 ± 22.00

Termisk ekspansjon

22,3 um / m · K ved 20 ° C.

Termisk ledningsevne

201 W / m K

Elektrisk resistivitet

336 nΩ · m ved 20 ° C.

hardhet

1,75 på Mohs-skalaen.

isotoper

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

reaktivitet

Kalsium reagerer spontant med vann og produserer kalsiumhydroksyd og hydrogengass. Reagerer med oksygen og nitrogen i luften, og produserer henholdsvis kalsiumoksyd og kalsiumnitrid. Ved splitting brenner det spontant i luften.

Når kalsium varmes opp, reagerer det med hydrogen for å danne et halogenid. Den reagerer også med alle halogener og danner halogenider. Den reagerer også med bor, svovel, karbon og fosfor.

Struktur og elektronkonfigurasjon av kalsium

Kalsiumatomer er forbundet med metalliske bindinger, som bidrar med sine to valenselektroner til tidevannet av elektroner. Dermed ender samspillet mellom Ca-atomene og de resulterende elektroniske båndene med å definere en krystall med en ansiktssentrert kubisk struktur (ccc, på spansk, eller fcc, på engelsk, for ansiktssentrert kubikk).

Hvis denne kalsium ccc-krystallen varmes opp til en temperatur rundt 450 ° C, gjennomgår den en overgang til hcp-fasen (kompakt sekskantet, eller nærmest pakket sekskantet). Med andre ord blir strukturen tettere, som om bevegelsen av elektroner og vibrasjonene i atomene trekker seg sammen avstanden som skiller dem.

Kalsiumatom har følgende elektroniske konfigurasjon:

4s ²

Noe som vil forklare at de to valenselektronene for dette metallet kommer fra det ytterste 4-hjulet. Når den mister dem, ^dannes den divalente kation Ca ²⁺ , isoelektronisk til edelgassargon; det vil si at både Ar og Ca ²⁺ har samme antall elektroner.

Det er 4s orbitals kalsium som kombineres for å etablere valensbåndet til disse krystallene. Det samme skjer med de tomme 4p-orbitalene, som etablerer et ledningsbånd.

Å skaffe

Kalsium produseres kommersielt ved elektrolyse av smeltet kalsiumklorid. Følgende reaksjoner oppstår ved elektrodene:

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

Kalsium blir avsatt som et metall på katoden ved å fange opp elektroner fra ionisk kalsium.

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

I liten skala kan kalsium produseres ved å redusere kalsiumoksyd med aluminium, eller kalsiumklorid med metallisk natrium.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

applikasjoner

Elementært kalsium

Kalsium brukes som tilsetningsstoff i fremstilling av glasspærer, og tilsettes pæren i den første fremstillingsstadiet. Det er også lagt på slutten slik at det kombineres med gassene som er igjen i pæren.

Det brukes som desintegrator i produksjonen av metaller som kobber og stål. Legeringen av kalsium og cesium brukes i flennene til lightere for å generere gnistene. Kalsium er et reduksjonsmiddel, men det har også deoksydasjons- og deoksydasjonsapplikasjoner.

Kalsium brukes til fremstilling av metaller som krom, thorium, uran, zirkonium og andre fra oksydene deres. Det brukes som et legeringsmiddel for aluminium, kobber, bly, magnesium og andre basismetaller; og som avvoksingsmiddel for noen høye temperaturlegeringer.

Kalsium i legering med bly (0,04%) fungerer som et kappe for telefonkabler. Det brukes i legering med magnesium i ortopediske implantater for å forlenge levetiden.

Kalsiumkarbonat

Det er et fyllstoff i keramikk, glass, plast og maling, samt et råstoff for produksjon av kalk. Syntetisk karbonat med høy renhet brukes medisinsk som et syrenøytraliserende middel og kalsiumtilskudd. Det brukes også som tilsetningsstoff i mat.

Kalsiumoksyd

Kalsiumoksyd brukes i byggebransjen, og brukes til finering av veggene. Det er også innarbeidet i betong. På 1800-tallet ble blokker med kalsiumoksyd brent for å belyse etappene med intenst hvitt lys.

Kalk (igjen, kalsiumoksyd) brukes til å fjerne uønskede komponenter som silisiumdioksyd (SiO ₂ ) til stede i jernmateriale fra stål. Produktet fra reaksjonen er kalsiumsilikat (CaSiO ₃ ) kalt "slagg".

Kalk kombineres med vann for å danne kalsiumhydroksyd; Denne forbindelsen flokkulerer og synker, og drar urenheter til bunnen av tankene.

Skorsteinens indre er foret med kalk for å eliminere røyk fra fabrikkene. For eksempel fanger den opp svoveldioksid (SO ₂ ), som bidrar til sur nedbør, og omdanner det til kalsiumsulfitt (CaSO ₃ ).

Kalsiumklorid

Kalsiumklorid brukes til å kontrollere is på veier; balsam for tomaten i konserver; produksjon av karosserier og lastebiler.

Kalsiumsulfat

Det blir ofte presentert som CaSO ₄ · 2H ₂ O (gips), og blir brukt som jordbalsam . Kalsinert gips brukes til fremstilling av fliser, tavler og lameller. Det brukes også til immobilisering av beinbrudd.

Kalsiumfosfater

Kalsiumfosfater finnes i forskjellige former i naturen og brukes som gjødsel. Det sure kalsiumsaltet (CaH ₂ PO ₄ ) brukes som gjødsel og stabilisator for plast. Kalsiumfosfat finnes som en del av beinvevet, spesielt som hydroksyapatitt.

Andre kalsiumforbindelser

Det er mange kalsiumforbindelser med forskjellige anvendelser. For eksempel blir kalsiumkarbid brukt for å oppnå acetylen, brukt i sveiselykter. Kalsiumalginat brukes som fortykningsmiddel i matprodukter som is.

Kalsiumhypokloritt brukes som blekemiddel, deodorant, soppmiddel og algaecide.

Kalsiumpermanganat er en rakettdrivmiddel. Det brukes også som vannrensende middel og i tekstilproduksjon.

Biologisk funksjon

Kalsium har mange funksjoner i levende vesener:

-Den griper inn i koagulasjonskaskaden som faktor IV.

-Det er nødvendig for aktivering av flere koagulasjonsfaktorer, inkludert trombin.

-I skjelettmuskulatur frigjør kalsium den inhiberende virkningen av et proteinsystem på muskelsammentrekning, slik at aktin-myosinbroer dannes, noe som forårsaker sammentrekning.

-Stabiliserer de ioniske kanalene til spennende celler. Ved hypokalsemi blir natriumkanaler aktivert, noe som får natrium til å komme inn i cellene, noe som genererer en vedvarende sammentrekning (tetany) som kan være dødelig.

-I tillegg favoriserer kalsium frigjøring av nevrotransmitteren acetylkolin ved de presynaptiske terminalene.

Risiko og forholdsregler

Reagerer eksotermisk med vann. Derfor kan det føre til alvorlig skade på munnen, spiserøret eller magen når den er inntatt.

Arbeidere blir utsatt for denne risikoen på steder der elementet kalsium blir produsert eller de der metall påføres. Forholdsreglene er å beskytte seg selv med masker som unngår innånding av støv, klær og tilstrekkelig ventilasjon.

Hyperkalsemi er ekstremt farlig og kan være forårsaket hovedsakelig av overdreven sekresjon av parathyreoideahormon eller et overdrevet inntak av vitamin D. Overskudd av kalsiuminntak, for eksempel mer enn 2,5 g / dag, er sjelden en årsak til hyperkalsemi. .

Overflødig kalsium bygger seg opp i nyrene og forårsaker nyrestein og nyrennefrose. I tillegg endrer ansamlingen av kalsium i veggene i blodkarene deres elastisitet, noe som kan være årsaken til hypertensjon, redusert blodstrøm og trombose.

En grunnleggende forholdsregel er inkludering av kalsemi blant laboratorietestene, når legen observerer egenskaper i pasientens symptomer som får ham til å mistenke hyperkalsemi og sette i gang passende behandling.

referanser

1. W. Hull. (1921). Krystallstrukturen av kalsium. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Kalsium. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Kalsium. Kjemi forklart. Gjenopprettet fra: chemistryexplained.com
4. Timothy P. Hanusa. (11. januar 2019). Kalsium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
5. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Kalsium. PubChem-databasen. CID = 5460341. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Kalsium: det viktigste. Gjenopprettet fra: webelements.com