KALCIUM: EGENSKAPER, STRUKTUR, ERHÅLLANDE, ANVÄNDNING - KEMI - 2026

Den kalcium är en alkalisk jordartsmetall som hör till två (Mr Becambara) grupp periodiska systemet. Denna metall upptar den femte platsen i överflöd bland de element som finns i jordskorpan; bakom järn och aluminium. Den representeras av den kemiska symbolen Ca, och dess atomnummer är 20.

Kalcium representerar 3,64% av jordskorpan och är den vanligaste metallen i människokroppen, vilket motsvarar 2% av dess vikt. Han är inte fri i naturen; men det är en del av många mineraler och kemiska föreningar.

Metalliskt kalcium med hög renhet lagras i mineralolja för att skydda det mot syre och fukt. Källa: 2 × 910

Till exempel finns det i mineralen kalcit, som i sin tur är en del av kalksten. Kalciumkarbonat finns i jorden som marmor, dolomit, äggskal, korall, pärlor, stalaktiter, stalagmiter samt i skalen från många marina djur eller sniglar.

Dessutom är kalcium en del av andra mineraler, såsom gips, anhydrit, fluorit och apatit. Det är inte förvånande att det är synonymt med ben på kulturell nivå.

När det utsätts för luft täckas kalcium med en gulaktig beläggning, produkten av en blandning av kalciumoxid, nitrid och hydroxid. Emellertid, ytan är glansig, silvrig-vitaktig. Den är mjuk med en hårdhet på Mohs skalan på 1,75.

Kalcium utför många funktioner i levande varelser, bland dem är det en del av föreningar som bestämmer strukturen och funktionen i bensystemet; den ingriper i koagulationskaskaden genom att aktivera flera koagulationsfaktorer, identifierade som faktor IV.

Vidare är kalcium involverat i muskelkontraktion, vilket möjliggör förening av kontraktila proteiner (aktin och myosin); och underlättar frisättningen av vissa neurotransmittorer, inklusive acetylkolin.

Kemiskt deltar det nästan alltid i sina organiska eller oorganiska föreningar, såsom den tvåvärda katjonen Ca ²⁺ . Det är en av katjonerna med det högsta koordinationsnumret, det vill säga, det kan interagera med flera molekyler eller joner samtidigt.

Historia

I forntida tider

Kalciumföreningar som kalk (CaO) eller gips (CaSO ₄ ) har använts av människan i årtusenden och ignorerar deras kemiska struktur. Kalk som byggnadsmaterial och gips för att göra skulpturerna användes 7 000 år f.Kr.

I Mesopotamia hittades en kalkugn som användes 2 500 f.Kr. På en kort tid användes gips under byggandet av den stora pyramiden i Giza.

Identifiering och isolering

Joseph Black (1755) förklarade att kalk är lättare än kalkstenen (kalciumkarbonat) som ger det ursprung. Det beror på att det tappar koldioxid under uppvärmningen.

Antoine Lavoiser (1787) drog slutsatsen att kalk måste vara en oxid av ett okänt kemiskt element.

Sir Humphrey Davy (1808) just det året som han upptäckte bor, gjorde detsamma med kalcium med hjälp av elektrolystekniken, som användes av Jakar Berzelius och Magnus Martin.

Davy isolerade kalcium och magnesium med samma experimentella design. Han blandade kalciumoxiden med kvicksilver (II) -oxiden på en platinaplatta, använd som en anod (+), medan katoden (-) var en platinatråd delvis nedsänkt i kvicksilver.

Elektrolys producerade ett amalgam av kalcium och kvicksilver. För att rena kalcium utsattes amalgamet för destillation. Emellertid erhölls inte rent kalcium.

Egenskaper

Fysisk beskrivning

Silvvitvit metall, ändras till gråvit när den utsätts för luft. I fuktig luft tar det en molnig blågrå. Fast eller torrt pulver. Kristallstruktur centrerad på ansiktet.

Atomvikt

40,078 g / mol.

Smältpunkt

842 ° C

Kokpunkt

1 484 ° C

Densitet

-1,55 g / cm ³ vid rumstemperatur.

-1,378 g / cm ³ i flytande tillstånd vid smältpunkt.

Smältvärme

8,54 kJ / mol.

Förångningsvärme

154,7 kJ / mol.

Molär kalorikapacitet

25,929 J / (mol · K).

Specifik kalorikapacitet

0,63 J / gK

Elektronnegativitet

1.0 på Pauling-skalan

Joniseringsenergi

-Första jonisering 589,8 kJ / mol

-Andra jonisering 1,145 kJ / mol

- Tredje jonisering 4,912 kJ / mol

- Fjärde jonisering 6.490,57 kJ / mol och det finns ytterligare 4 joniseringsenergier.

Atomradio

197 pm

Kovalent radie

176 ± 22:00

Termisk expansion

22,3 um / m · K vid 20 ° C

Termisk ledningsförmåga

201 W / m K

Elektrisk resistans

336 nΩ · m vid 20 ° C

Hårdhet

1,75 på Mohs-skalan.

isotoper

Kalcium har 6 naturliga isotoper: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca och ⁴⁸ Ca och 19 radioaktiva syntetiska isotoper. De vanligaste isotoperna är ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) och ⁴² Ca (0,647%).

Reaktivitet

Kalcium reagerar spontant med vatten och producerar kalciumhydroxid och vätgas. Reagerar med syre och kväve i luften och producerar kalciumoxid respektive kalciumnitrid. Vid delning brinner det spontant i luften.

När kalcium upphettas reagerar det med väte för att bilda en halogenid. Den reagerar också med alla halogener och bildar halogenider. Det reagerar också med bor, svavel, kol och fosfor.

Struktur och elektronkonfiguration av kalcium

Kalciumatomer förenas av metalliska bindningar, vilket bidrar med sina två valenselektroner till tidvattnet av elektroner. Således slutar interaktionen mellan Ca-atomerna och de resulterande elektroniska banden en kristall med en ansiktscentrerad kubisk struktur (ccc, på spanska, eller fcc, på engelska, för ansiktscentrerad kubik).

Om denna kalciumccc-kristall upphettas till en temperatur runt 450 ° C, genomgår den en övergång till hcp-fasen (kompakt hexagonal, eller närmast packad hexagonal). Med andra ord blir strukturen tätare, som om förflyttningen av elektroner och atomernas vibrationer drar sig in i avståndet som separerar dem.

Kalciumatomen har följande elektroniska konfiguration:

4s ²

Vilket skulle förklara att de två valenselektronerna för denna metall kommer från dess yttersta 4-orbital. När den förlorar dem ^bildas den divalenta katjonen Ca ²⁺ , isoelektronisk mot den ädelgasargonen; det vill säga både Ar och Ca ²⁺ har samma antal elektroner.

Det är 4-talets orbitaler av kalcium som kombineras för att fastställa valensbandet för dessa kristaller. Samma sak händer med de tomma 4p-orbitalerna, som skapar ett ledningsband.

Erhållande

Kalcium produceras kommersiellt genom elektrolys av smält kalciumklorid. Följande reaktioner inträffar vid elektroderna:

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

Kalcium deponeras som en metall på katoden genom att fånga elektroner från joniskt kalcium.

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

I liten skala kan kalcium produceras genom att reducera kalciumoxid med aluminium eller kalciumklorid med metalliskt natrium.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

tillämpningar

Elementärt kalcium

Kalcium används som tillsatsmedel vid tillverkning av glaskulor och tillsätts lampan under dess första tillverkningsstadium. Det läggs också till i slutet så att det kombineras med gaserna kvar i glödlampan.

Det används som desintegrator vid produktion av metaller som koppar och stål. Legeringen av kalcium och cesium används i tändarna för att skapa gnistor. Kalcium är ett reducerande medel, men det har också deoxidations- och deoxidationsapplikationer.

Kalcium används för framställning av metaller som krom, thorium, uran, zirkonium och andra från deras oxider. Det används som ett legeringsmedel för aluminium, koppar, bly, magnesium och andra basmetaller; och som en deoxidizer för vissa legeringar med hög temperatur.

Kalcium i legering med bly (0,04%) fungerar som ett hölje för telefonkablar. Det används i legering med magnesium i ortopediska implantat för att förlänga deras livslängd.

Kalciumkarbonat

Det är ett fyllmaterial i keramik, glas, plast och färger, samt ett råmaterial för kalkproduktion. Syntetiskt karbonat med hög renhet används medicinskt som ett antacida och kalciumtillskott. Det används också som tillsatsmedel i livsmedel.

Kalciumoxid

Kalciumoxid används i byggnadsindustrin, som används för att finera väggarna. Det är också integrerat i betong. På 1800-talet brann block av kalciumoxid för att belysa scenerna med intensivt vitt ljus.

Kalk (återigen kalciumoxid) används för att ta bort oönskade komponenter såsom kiseldioxid (SiO ₂ ) som finns i järnmaterial från stål. Produkten från reaktionen är kalciumsilikat (CaSiO ₃ ) som kallas "slagg".

Kalk kombineras med vatten för att bilda kalciumhydroxid; Denna sammansättning flockar och sjunker och drar föroreningar till tankarna.

Skorstenens inre är fodrad med kalk för att eliminera rök från fabrikerna. Till exempel fångar den svaveldioxid (SO ₂ ), vilket bidrar till surt regn och omvandlar det till kalciumsulfit (CaSO ₃ ).

Kalciumklorid

Kalciumklorid används för att kontrollera is på vägar; balsam för tomaten i konserver; tillverkning av karosser och lastbilar.

Kalciumsulfat

Det presenteras vanligtvis som CaSO ₄ · 2H ₂ O (gips) som används som jordbalsam. Kalcinerad gips används för tillverkning av plattor, plattor och lameller. Det används också för immobilisering av benfrakturer.

Kalciumfosfater

Kalciumfosfater finns i olika former i naturen och används som gödselmedel. Den sura kalciumsalt (CaH ₂ PO ₄ ) används som ett gödningsmedel och stabilisator för plast. Kalciumfosfat finns som en del av benvävnaden, särskilt som hydroxyapatit.

Andra kalciumföreningar

Det finns många kalciumföreningar med olika tillämpningar. Exempelvis används kalciumkarbid för att erhålla acetylen, som används i svetsfacklor. Kalciumalginat används som förtjockningsmedel i livsmedelsprodukter som glass.

Kalciumhypoklorit används som blekmedel, deodorant, fungicid och alger.

Kalciumpermanganat är en raketdrivmedel. Det används också som ett vattenreningsmedel och i textilproduktion.

Biologisk funktion

Kalcium uppfyller många funktioner i levande varelser:

-Den ingriper i koagulationskaskaden som faktor IV.

-Det är nödvändigt för aktivering av flera koagulationsfaktorer, inklusive trombin.

-I skelettmuskler frigör kalcium den hämmande verkan av ett proteinsystem på muskelkontraktion, vilket gör att aktin-myosinbroar bildas, vilket orsakar sammandragning.

-Stabiliserar de joniska kanalerna för exciterbara celler. Vid hypokalcemi aktiveras natriumkanaler, vilket får natrium att komma in i cellerna, vilket genererar en långvarig sammandragning (tetany) som kan vara dödlig.

-Kalcium gynnar dessutom frisättningen av neurotransmitteren acetylkolin vid de presynaptiska terminalerna.

Risker och försiktighetsåtgärder

Reagerar exotermiskt med vatten. Därför kan det orsaka allvarlig skada på munnen, matstrupen eller magsäcken när den intas.

Arbetare utsätts för denna risk på platser där elementet kalcium produceras eller de där metall appliceras. Försiktighetsåtgärderna är att skydda sig med masker som undviker andning av damm, kläder och tillräcklig ventilation.

Hyperkalcemi är extremt farlig och kan orsakas främst av överdriven utsöndring av parathyreoideahormon eller ett överdrivet intag av vitamin D. Ett överdrivet intag av kalcium, till exempel mer än 2,5 g / dag, är sällan orsak till hyperkalcemi. .

Överskott av kalcium byggs upp i njurarna och orsakar njursten och njure nefros. Dessutom ändrar ansamlingen av kalcium i väggarna i blodkärlen deras elasticitet, vilket kan vara orsaken till högt blodtryck, sänkt blodflöde och trombos.

En grundläggande försiktighetsåtgärd är att kalcemi inkluderas i laboratorietesterna, när läkaren observerar egenskaper i patientens symtom som får honom att misstänka hyperkalcemi och initiera lämplig behandling.

referenser

1. W. Hull. (1921). Kristallstrukturen av kalcium. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Kalcium. Återställd från: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Kalcium. Kemi förklarat. Återställd från: chemistryexplained.com
4. Timothy P. Hanusa. (11 januari 2019). Kalcium. Encyclopædia Britannica. Återställd från: britannica.com
5. National Center for Biotechnology Information. (2019). Kalcium. PubChem-databas. CID = 5460341. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Kalcium: det väsentliga. Återställs från: webelements.com