Калцијум

Из Википедије, слободне енциклопедије
Иди на навигацију Иди на претрагу
Калцијум
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Општа својства
Име, симболкалцијум, Ca
Изгледтамно сива, сребрна; са бледо жутом нијансом[1]
У периодном систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Mg

Ca

Sr
калијумкалцијумскандијум
Атомски број (Z)20
Група, периодагрупа 2 (земноалкални метали), периода 4
Блокs-блок
Категорија  земноалкални метал
Рел. ат. маса (Ar)40,078(4)[2]
Ел. конфигурација[Ar] 4s2
по љускама
2, 8, 8, 2
Физичка својства
Агрегатно стањечврсто
Тачка топљења1115 K ​(842 °‍C, ​1548 °F)
Тачка кључања1757 K ​(1484 °‍C, ​2703 °F)
Густина при с.т.1,55 g/cm3
течно ст., на т.т.1,378 g/cm3
Топлота фузије8,54 kJ/mol
Топлота испаравања154,7 kJ/mol
Мол. топл. капацитет25,929 J/(mol·K)
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 864 956 1071
P (Pa) 103 104 105
на T (K) 1227 1443 1755
Атомска својства
Оксидациона стања+2, +1[3]
(јако базни оксид)
Електронегативност1,00
Енергије јонизације1: 589,8 kJ/mol
2: 1145,4 kJ/mol
3: 4912,4 kJ/mol
(остале)
Атомски радијус197 pm
Ковалентни радијус176±10 pm
Валсов радијус231 pm
Линије боје у спектралном распону
Остало
Кристална структурапостраничноцентр. кубична (FCC)
Face-centered cubic кристална структура за калцијум
Брзина звука танак штап3810 m/s (на 20 °‍C)
Топл. ширење22,3 µm/(m·K) (на 25 °‍C)
Топл. водљивост201 W/(m·K)
Електрична отпорност33,6 nΩ·m (на 20 °‍C)
Магнетни распореддијамагнетичан
Магнетна сусцептибилност (χmol)+40,0·10−6 cm3/mol[4]
Јангов модул20 GPa
Модул смицања7,4 GPa
Модул стишљивости17 GPa
Поасонов коефицијент0,31
Мосова тврдоћа1,75
Бринелова тврдоћа170–416 MPa
CAS број7440-70-2
Историја
Откриће и прва изолацијаХамфри Дејви (1808)
Главни изотопи
изо РА полуживот (t1/2) ТР ПР
40Ca 96,941% стабилни
41Ca трагови 1,03×105 y ε 41K
42Ca 0,647% стабилни
43Ca 0,135% стабилни
44Ca 2,086% стабилни
45Ca syn 162,7 d β 45Sc
46Ca 0,004% стабилни
47Ca syn 4,5 d β 47Sc
γ
48Ca 0,187% 6,4×1019 y ββ 48Ti
референцеВикиподаци

Калцијум (Ca, лат. calcium) метал је IIA групе.[5] Електронска конфигурација му је: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, гради 2+ јон. Поседује 6 стабилних изотопа. То су 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca. Елементарни калцијум је сјајни, сребрнасти метал. На Земљи се калцијум налази само у облику својих једињења и као саставни део минерала. У калцијумове минерале, између осталих, спадају креда, кречњак (као калцит или Мермер) и гипс. Осим тога, калцијум игра врло важну улогу у организму животиња и човека, јер улази у састав костију. Он гради 2+ јоне.

Особине[уреди]

Делимично оксидовани калцијум

Калцијум је сребрнобео, мекан и лак метал. Калцијум је мек као олово, али се не може резати ножем. Елементарни калцијум у присуству ваздуха се врло брзо оксидује. Са водом реагује врло бурно градећи калцијум хидроксид и водоник. Сагорева у присуству кисеоника из ваздуха до калцијум оксида, те у много мањој мери калцијум нитрида. Уколико се уситни у прах, калцијум се може запалити сам од себе. Једињења калцијума се јављају и у води, и узрочник су њене тврдоће. Калцијумови сулфати и хлориди чине сталну тврдоћу воде која се кувањем не може отклонити. Тврда вода је непогодна за коришћење (за кување, прање и индустрију).[6] Калцијум је чврста, сива, сјајна, супстанца на собној температури и атмосферском притиску. Проводи топлоту и електричну струју. Катјони Ca2+ спадају у IV аналитичку групу катјона.

Калцијум спада у земноалкалне метале. У готово свим хемијским једињењима, калцијум се јавља са оксидационим бројем +2. Тек 2009. године, научницима са Универзитета Фридрих-Шилер у немачком граду Јена успело је добију стабилни калцијум(I) комплекс, у којем се калцијум налази стабилан у дотад непознатом оксидационом стању +1. Међутим, то једињење је врло осетљиво на присуство воде и ваздуха.[7]

Изотопи[уреди]

Калцијум има пет стабилних изотопа (40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca и 46Ca), уз још један изотоп (48Ca) чије је време полураспада тако дуго да се из практичних разлога такође може сматрати да је стабилан. Распон од 20% у релативној атомској маси код својих природних изотопа је већи него код било којег другог елемента, изузев водоника и хелијума. Калцијум има и космогенски изотоп, радиоактивни 41Ca који има време полураспада од 103.000 година. За разлику од других космогенских изотопа који се стварају у Земљиној атмосфери, изотоп 41Ca се ствара неутронским активирањем калцијума 40Ca. Највећи део његовог настајања је горњи слој дубине од око један метар у тлу, докле у довољној мери продире космогенски неутронски ток. Изотоп 41Ca је добио додатну пажњу у астрономским студијама звезда, јер се распада на 41K, критични показатељ аномалија у зведаним системима.

Око 97% калцијума који се јавља у природи је у облику изотопа 40Ca. Изотоп 40Ca је један од производа распада калијума 40K, заједно са аргоном 40Ar. Иако је калијум-аргонско датирање врло раширено у геолошким наукама, распрострањеност 40Ca у природи отежава коришћење овог начина датирања. Технике које користе масену спектрометрију и разређивање изотопа са двоструким спектрометарским врхом се користе за калијум-калцијумско датирање.

Најраспрострањенији изотоп 40Ca има језгро са 20 протона и 20 неутрона. То је уједно и најтежи стабилни изотоп међу свим елементима који има исти број протона и неутрона. У експлозији супернова, калцијум се формира у реакцији угљеника са бројним алфа честицама (језграма хелија), све док се не синтетише најчешћи изотоп калцијума (који садржи десет језгра хелија).

Заступљеност[уреди]

Калцијум је најраспрострањенији земноалкални метал, а и један од најраспрострањенијих елемената у природи. Заступљен је у земљиној кори у количини од 3,54%. Због своје хемијске реактивности, у природи се може наћи само у облику својих једињења. Претпоставља се да је једини изузетак једна врста флоурита који у својој кристалној решетци има неку врсту колоидалног калцијума насталог путем природног радиоактивног распада.[8] Калцијум карбонат је главни састојак седиментних стена. Као кречњак чини многе планинске масиве. Веома је распрострањен и калцијум сулфат у виду анхидрита и гипса. Најбитнији минерали калцијума су: калцит, аргонит, мермер, креда, гипс, доломит, кречњак, калцијумфлуорит ... Минерали богати калцијумом попут калцита и гипса су доста распрострањени (нпр. у Алпима целе планине су сачињене од кречњака). Веома је распрострањен и калцијум сулфат у виду анхидрита и гипса.

Као есенцијални део целе живе материје он се налази у саставу костију, зуба, шкољки и лишћа. Поред K+ и Na+ јона, јони калцијума Ca2+ имају изузетно важну улогу у преносу подражаја кроз нервне ћелије. Међутим, и код других ћелија јони калцијума су врло важни код трансдукције сигнала.

У видљивим спектрима многих звезда, укључујући и Сунце, запажене су снажне спектралне (апсорпцијске) линије једноструко јонизовог калцијума. Међу њима најистакнутије су H-линија на 3968,5 Å и K-линија на 3933,7 Å једноструко јонизираног калцијума или Ca II. При посматрању Сунца, или звезда ниске температуре, истакнутност H и K линија у видљивом спектру може бити назнака снажне магнетске активности у хромосфери. Мерење периодичних варијација ових активних подручја такође се може користити у добијању података о периодима ротације таквих звезда.[9]

Једињења[уреди]

Загревањем уз присуство ваздуха гради оксид (CaO) и нитрид (Ca3N2). Реагује са хладном водом градећи хидроксид уз ослобађање кисеоника. Сем ових једињења битна су и калцијумпероксид и многе соли.

Калијум-супероксид:

  • Ca+O2→CaO2

Добијање[уреди]

Метални калцијум се производи у вакууму путем редукције од прженог безводног креча (калцијум-оксида) са алуминијумом при температури од 1200  °C. Иако алуминијум има доста мању реактивност и енталпију од калцијума, тако се реакција

уравнотежава готово у потпуности на левој страни, али и поред тога овај процес производње функционише, јер настали калцијум при овој температури непрестано испарава тако да се постепено уклања из процеса. Након овог процеса неопходна је дестилација калцијума да би се отклониле нечистоће.

Аналитика[уреди]

Калцијум се у крви налази око 50% као јон Ca2+, око 35% везан за беланчевине (албумин, глобулин) те око 15% везан у комплексима (у бикарбонатима, лактатима, цитратима, фосфатима). Серумска вредност калцијума креће се у врло уским границама код нормалног нивоа укупног калцијума између 2,2 и 2,6 mmol/L (9–10,5 mg/dL) а распон нормалног јонизованог калцијума износи од 1,1 до 1,4 mmol/L (4,5–5,6 mg/dL). Биолошки ефекти калцијума одређују се кроз доступност његових слободних јона, па је при томе одлучујући јонизовани калцијум.[10]

Укупна концентрација калцијума (укупни кацијум) у крви зависи од концентрације албумина и с тим у складу се мора коригирати. Алтернативно, може се и директно мерити концентрација јонизованог калцијума.[11] Укунпни калцијум у серуму се одређује помоћу апсорпцијске спектрометрије или пламене емисионе спектроскопије.[12] При томе долазе до изражаја физичке особине калцијума. Директно мерење јонизовог калцијума врши се са јоноселективним електродама.[12]

Употреба[уреди]

Метални калцијум служи као редукционо средство у металургији за производњу метала као што су торијум, ванадијум, цирконијум, итријум и других из групе ретких земноалкалних метала, те као редукционо средство у индустрији челика и алуминијума, као додатак легурама алуминијума, берилијума, бакра, олова и магнезијума те као полазни материјал за производњу калцијум хидрида.

Техничка употреба калцијума је много већа у облику његових једињења.

Кречњак (CaCO3) и доломит (CaMg(CO3)2) су две важне сировине у данашњој индустрији:

  • Средство за уклањање шљаке у индустрији челика. Просечна потрошња износи око 0,5 тона кречњака по тони челика
  • Полазна сировина за производњу гашеног креча
  • Креда као средство за пуњење вештачких материјала, на пример ПВЦ-а. Циљ је побољшање крутости и отпорности на ударце, као и за смањење скупљања. Осим тога јако повећана топлотна проводљивост омогућава виши радни такт при екструдирању (извлачењу).
  • Ситнозрни калцијум-карбонат служи као средство за пуњење скупоценог бездрвног папира
  • Фино млевени креч или доломит се користи и као креч за ђубрење у пољопривреди и шумарству или као додатак ишрани неким животињама.

Калцијум-сулфат (гипс) се користи као грађевински материјал. Калцијум-карбид служи као полазна сировина за хемијске синтезе и за производњу ђубрива на бази креча и азота, а раније се користио и за синтезу ацетилена (етин), те се раније погрешно називао и калцијум ацетилид. Калцијум-хлорид служи као средство за сушење и топљење, као и за убрзавање стврдњавања бетона.

Биолошки значај[уреди]

Кости човека и животиња садрже калцијум у виду фосфата и карбоната. Недостатак калцијума у костима изазива болест рахитис. Јон калцијума налази се и у крви и убрзава згрушавање крви у додиру са ваздухом. Код биљака улази у неке облике ћелијских зидова. Оне складиште калцијум у стабиљци и лишћу. Недостатак калцијума код биљака проузрокује слаб развој корена и лишћа.

Калцијум је заступљен у човековом организму између 1,4 и 1,66 % што представља преко 1 килограм. Калцијум има велику улогу у људском организму:

  • активатор ензима
  • провођење биоелектричних импулса
  • удео у згрушавању крви
  • удео у грчењу мишића
  • удео у производњи хормона

Ниво калцијума у крви зависи од:

  • количине калцијума која се уноси исхраном
  • количине калцијума у намирницама
  • степене избацивања калцијума са мокраћом

Калцијум је такође неопходан састојак у ћелијама биљака.

Референце[уреди]

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. стр. 112. ISBN 0080379419. 
  2. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305. 
  3. ^ Krieck, Sven; Görls, Helmar; Westerhausen, Matthias (2010). „Mechanistic Elucidation of the Formation of the Inverse Ca(I) Sandwich Complex [(thf)3Ca(μ-C6H3-1,3,5-Ph3)Ca(thf)3] and Stability of Aryl-Substituted Phenylcalcium Complexes”. Journal of the American Chemical Society. 132 (35): 12492—12501. PMID 20718434. doi:10.1021/ja105534w. 
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  5. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  6. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  7. ^ Krieck, Sven; Helmar Görls; Lian Yu; Markus Reiher; Matthias Westerhausen (4. 2. 2009). „Stable "Inverse" Sandwich Complex with Unprecedented Organocalcium(I): Crystal Structures of [(thf)2Mg(Br)-C6H2-2,4,6-Ph3] and [(thf)3Ca{μ-C6H3-1,3,5-Ph3}Ca(thf)3]”. Journal of the American Chemical Society. 13 (8): 2977—2985. doi:10.1021/ja808524y. 
  8. ^ berthold-weber.com: Fluorit im Wölsendorfer Flußspat-Revier, 10. 3. 2011.
  9. ^ Staff (1995). „H-K Project”. Mount Wilson Observatory. Приступљено 20. 5. 2015. 
  10. ^ „Calcium”. laborlexikon.de. Приступљено 21. 5. 2011.  |first1= захтева |last1= у Authors list (помоћ)
  11. ^ Robertson, R. W.; Marshall (1. 11. 1979). Calcium measurements in serum and plasma--total and ionized. 11. CRC Critical Reviews in Clinical Laboratory Sciences. стр. 271—304. PMID 116800. 
  12. 12,0 12,1 Guder WG; Nolte J, ур. (2005). Das Laborbuch für Klinik und Praxis (1 изд.). Elsevier, Urban und Fischer. ISBN 978-3-437-23340-1. 

Литература[уреди]

Спољашње везе[уреди]