Calcium métal. Calcium dans la nature (3,4% dans la croûte terrestre)

Histoire du calcium

Le calcium a été découvert en 1808 par Humphry Davy, qui, par électrolyse de chaux éteinte et d'oxyde mercurique, obtenait un amalgame de calcium, à la suite du processus de distillation du mercure dont le métal restait, appelé calcium. En latin citron vert on dirait Calx, c'est ce nom qui a été choisi par le chimiste anglais pour la substance découverte.

Le calcium est un élément du sous-groupe principal II du groupe IV du tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev a un numéro atomique de 20 et une masse atomique de 40,08. La désignation acceptée est Ca (du latin - Calcium).

Proprietes physiques et chimiques

Le calcium est un métal alcalin mou réactif, l'argent- blanc. En raison de l'interaction avec l'oxygène et gaz carbonique la surface du métal devient terne, le calcium nécessite donc un régime de stockage spécial - un récipient bien fermé dans lequel le métal est versé avec une couche de paraffine liquide ou de kérosène.

Le calcium est le plus connu des microéléments nécessaires à l'homme ; les besoins quotidiens varient de 700 à 1 500 mg pour un adulte en bonne santé, mais ils augmentent pendant la grossesse et l'allaitement, il faut en tenir compte et le calcium doit être obtenu pendant la grossesse. la forme des préparations.

Être dans la nature

Le calcium a une activité chimique très élevée et ne se trouve donc pas dans la nature sous sa forme libre (pure). Cependant, c’est le cinquième minéral le plus répandu dans la croûte terrestre ; on le trouve sous forme de composés dans les roches sédimentaires (calcaire, craie) et (le granite anorite contient beaucoup de calcium) ;

Il est assez répandu dans les organismes vivants ; sa présence a été constatée chez les plantes, les animaux et les humains, où il est présent principalement dans les dents et les tissus osseux.

Absorption du calcium

Un obstacle à l'absorption normale du calcium contenu dans les aliments est la consommation de glucides sous forme de sucreries et d'alcalis, qui neutralisent acide hydrochlorique l'estomac, nécessaire à la dissolution du calcium. Le processus d'absorption du calcium est assez complexe, donc parfois il ne suffit pas de l'obtenir uniquement à partir de la nourriture, il est nécessaire réception supplémentaire microélément.

Interaction avec les autres

Il est nécessaire d’améliorer l’absorption du calcium dans l’intestin, ce qui tend à faciliter le processus d’absorption du calcium. Lorsque vous prenez du calcium (sous forme de suppléments) en mangeant, l'absorption est bloquée, mais la prise de suppléments de calcium séparément des aliments n'affecte en rien ce processus.

La quasi-totalité du calcium de l'organisme (1 à 1,5 kg) se trouve dans les os et les dents. Le calcium est impliqué dans les processus d'excitabilité Tissu nerveux, la contractilité musculaire, les processus de coagulation sanguine, fait partie du noyau et des membranes des cellules, des fluides cellulaires et tissulaires, a des effets anti-allergiques et anti-inflammatoires, prévient l'acidose, active un certain nombre d'enzymes et d'hormones. Le calcium participe également à la régulation de la perméabilité des membranes cellulaires et a l’effet inverse.

Signes de carence en calcium

Les signes d'une carence en calcium dans le corps sont les symptômes suivants, à première vue, sans rapport :

• nervosité, détérioration de l'humeur;
• cardiopalme;
• convulsions, engourdissement des extrémités ;
• ralentissement de la croissance et des enfants;
• hypertension artérielle;
• le dédoublement et la fragilité des ongles;
• douleurs articulaires, abaissant le « seuil de douleur » ;
• règles abondantes.

Causes de carence en calcium

Les causes d’une carence en calcium peuvent inclure régimes déséquilibrés(en particulier le jeûne), une faible teneur en calcium dans les aliments, le tabagisme et la dépendance au café et aux boissons contenant de la caféine, la dysbactériose, les maladies rénales, les maladies thyroïdiennes, la grossesse, l'allaitement et la ménopause.

L'excès de calcium, qui peut survenir en cas de consommation excessive de produits laitiers ou d'utilisation incontrôlée de médicaments, se caractérise par une soif extrême, des nausées, des vomissements, une perte d'appétit, une faiblesse et une miction accrue.

Utilisations du calcium dans la vie

Le calcium a trouvé une application dans la production métallothermique de l'uranium, sous forme de composés naturels, il est utilisé comme matière première pour la production de gypse et de ciment, comme moyen de désinfection (bien connu eau de Javel).

Les composés naturels du calcium (craie, marbre, calcaire, gypse) et les produits de leur transformation la plus simple (chaux) sont connus de l'homme depuis l'Antiquité. En 1808, le chimiste anglais Humphry Davy électrolyse de la chaux éteinte humide (hydroxyde de calcium) avec une cathode de mercure et obtient un amalgame de calcium (un alliage de calcium et de mercure). De cet alliage, après avoir distillé le mercure, Davy obtint du calcium pur.
Il propose également le nom d'un nouvel élément chimique, du latin « calx » désignant le nom du calcaire, de la craie et d'autres pierres tendres.

Trouver dans la nature et obtenir :

Le calcium est le cinquième élément le plus abondant dans la croûte terrestre (plus de 3 %), forme de nombreuses roches dont beaucoup sont à base de carbonate de calcium. Certaines de ces roches sont d'origine organique (coquillages), démontrant le rôle important du calcium dans la nature vivante. Le calcium naturel est un mélange de 6 isotopes avec des nombres de masse compris entre 40 et 48, dont 40 Ca représente 97 % nombre total. Réactions nucléaires D'autres isotopes du calcium ont également été obtenus, par exemple le 45 Ca radioactif.
Pour obtenir une substance calcique simple, on utilise l'électrolyse des sels de calcium fondus ou l'aluminothermie :
4CaO + 2Al = Ca(AlO 2) 2 + 3Ca

Propriétés physiques:

Un métal gris argenté avec un réseau cubique à face centrée, beaucoup plus dur que les métaux alcalins. Point de fusion 842°C, point d'ébullition 1484°C, densité 1,55 g/cm3. À hautes pressions et des températures autour de 20K passent à l'état supraconducteur.

Propriétés chimiques:

Le calcium n'est pas aussi actif que les métaux alcalins, cependant, il doit être stocké sous une couche huile minérale ou dans des fûts métalliques hermétiquement fermés. Déjà à température normale, il réagit avec l'oxygène et l'azote de l'air, ainsi qu'avec la vapeur d'eau. Lorsqu'il est chauffé, il brûle dans l'air avec une flamme rouge-orange, formant un oxyde avec un mélange de nitrures. Comme le magnésium, le calcium continue de brûler dans une atmosphère de dioxyde de carbone. Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec d'autres non-métaux, formant des composés dont la composition n'est pas toujours évidente, par exemple :
Ca + 6B = CaB 6 ou Ca + P => Ca 3 P 2 (également CaP ou CaP 5)
Dans tous ses composés, le calcium a un état d'oxydation de +2.

Les connexions les plus importantes :

Oxyde de calcium CaO- (« chaux vive ») une substance blanche, un oxyde alcalin, qui réagit vigoureusement avec l'eau (« trempée ») en se transformant en hydroxyde. Obtenu par décomposition thermique du carbonate de calcium.

Hydroxyde de calcium Ca(OH) 2- ("chaux éteinte") poudre blanche, légèrement soluble dans l'eau (0,16 g/100 g), alcali fort. Une solution (« eau de chaux ») est utilisée pour détecter le dioxyde de carbone.

Carbonate de calcium CaCO 3- la base de la plupart des minéraux de calcium naturels (craie, marbre, calcaire, coquillages, calcite, spath d'Islande). DANS forme pure substance blanche ou incolore. Les cristaux se décomposent lorsqu'ils sont chauffés (900 à 1 000 °C), formant de l'oxyde de calcium. Non p-rim, réagit avec les acides, est capable de se dissoudre dans l'eau saturée de dioxyde de carbone, se transformant en bicarbonate : CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2. Le processus inverse conduit à l'apparition de dépôts de carbonate de calcium, notamment de formations telles que les stalactites et les stalagmites.
On le trouve également dans la nature dans la dolomie CaCO 3 * MgCO 3

Sulfate de calcium CaSO 4- une substance blanche, de nature CaSO 4 * 2H 2 O (« gypse », « sélénite »). Ce dernier, lorsqu'il est soigneusement chauffé (180 C), se transforme en CaSO 4 *0,5H 2 O (« gypse brûlé », « albâtre ») - une poudre blanche qui, mélangée à de l'eau, forme à nouveau CaSO 4 *2H 2 O sous la forme d'un matériau solide et assez durable. Légèrement soluble dans l'eau, il peut se dissoudre dans l'acide sulfurique en excès, formant du sulfate d'hydrogène.

Phosphate de calcium Ca 3 (PO 4) 2- (« phosphorite »), insoluble, sous l'influence d'acides forts il se transforme en hydro- et dihydrogénophosphates de calcium plus solubles. Matière première pour la production de phosphore, d'acide phosphorique, d'engrais phosphatés. Les phosphates de calcium sont également inclus dans les apatites, composés naturels de formule approximative Ca 5 3 Y, où Y = F, Cl ou OH, respectivement, fluor, chlore ou hydroxyapatite. Avec la phosphorite, les apatites font partie du squelette osseux de nombreux organismes vivants, incl. et l'homme.

Fluorure de calcium CaF 2 - (naturel:"fluorine", "spath fluor"), une substance insoluble de couleur blanche. Les minéraux naturels ont une variété de couleurs en raison des impuretés. Brille dans le noir lorsqu'il est chauffé et sous irradiation UV. Il augmente la fluidité (« fusibilité ») des laitiers lors de la production de métaux, ce qui explique son utilisation comme fondant.

Chlorure de calcium CaCl 2- incolore Christ. Il est bien soluble dans l'eau. Forme de l'hydrate cristallin CaCl 2 * 6H 2 O. Le chlorure de calcium anhydre (« fusionné ») est un bon déshydratant.

Nitrate de calcium Ca(NO 3) 2- ("nitrate de calcium") incolore. Christ. Il est bien soluble dans l'eau. Composant compositions pyrotechniques qui donnent à la flamme une couleur rouge-orange.

Carbure de calcium CaС 2- réagit avec l'eau en formant de l'acétylène, par exemple : CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2

Application:

Le calcium métallique est utilisé comme agent réducteur puissant dans la production de certains métaux difficiles à réduire (« calciothermie ») : chrome, terres rares, thorium, uranium, etc. Dans la métallurgie du cuivre, du nickel, des aciers spéciaux et des bronzes , le calcium et ses alliages sont utilisés pour éliminer les impuretés nocives du soufre, du phosphore et de l'excès de carbone.
Le calcium est également utilisé pour lier de petites quantités d’oxygène et d’azote lors de l’obtention d’un vide poussé et de la purification des gaz inertes.
Les ions 48 Ca en excès de neutrons sont utilisés pour la synthèse de nouveaux éléments chimiques, par exemple l'élément n° 114, . Un autre isotope du calcium, le 45Ca, est utilisé comme traceur radioactif dans la recherche rôle biologique le calcium et sa migration dans l'environnement.

Le principal domaine d'application de nombreux composés calciques est la production de matériaux de construction (ciment, mélanges de construction, cloisons sèches, etc.).

Le calcium est l'un des macroéléments des organismes vivants, formant des composés nécessaires à la construction à la fois du squelette interne des vertébrés et du squelette externe de nombreux invertébrés, la coquille des œufs. Les ions calcium participent également à la régulation des processus intracellulaires et déterminent la coagulation sanguine. Manque de calcium dans enfance conduit au rachitisme et chez les personnes âgées - à l'ostéoporose. La source de calcium sont les produits laitiers, le sarrasin, les noix, et son absorption est facilitée par la vitamine D. En cas de manque de calcium, divers médicaments sont utilisés : calcex, solution de chlorure de calcium, gluconate de calcium, etc.
La fraction massique de calcium dans le corps humain est de 1,4 à 1,7 %, les besoins quotidiens sont de 1 à 1,3 g (selon l'âge). Un apport excessif en calcium peut entraîner une hypercalcémie - le dépôt de ses composés dans les organes internes, la formation de caillots sanguins dans les vaisseaux sanguins. Sources:
Calcium (élément) // Wikipédia. URL : http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (date d'accès : 01/3/2014).
Bibliothèque populaire d'éléments chimiques : Calcium. // URL : http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (03/01/2014).

Calcium

CALCIUM-JE; m.[de lat. calx (calcis) - chaux] Élément chimique (Ca), un métal blanc argenté qui fait partie du calcaire, du marbre, etc.

◁ Du calcium, oh, oh. Sels K.

(lat. Calcium), élément chimique du groupe II du tableau périodique, appartient aux métaux alcalino-terreux. Nom de lat. calx, génitif calcis - chaux. Métal blanc argenté, densité 1,54 g/cm 3, t température 842ºC. Aux températures ordinaires, il s’oxyde facilement à l’air. En termes de prévalence dans la croûte terrestre, il occupe la 5ème place (minéraux calcite, gypse, fluorine, etc.). En tant qu'agent réducteur actif, il est utilisé pour obtenir de l'U, Th, V, Cr, Zn, Be et d'autres métaux à partir de leurs composés, pour désoxyder les aciers, les bronzes, etc. Il fait partie des matériaux antifriction. Les composés de calcium sont utilisés dans la construction (chaux, ciment), les préparations à base de calcium sont utilisées en médecine.

CALCIUM (lat. Calcium), Ca (lire « calcium »), élément chimique de numéro atomique 20, situé dans la quatrième période du groupe IIA du système périodique d’éléments de Mendeleev ; masse atomique 40.08. Appartient aux éléments alcalino-terreux (cm. MÉTAUX ALCALINO-TERREUX).
Le calcium naturel est constitué d'un mélange de nucléides (cm. NUCLIDE) avec des nombres de masse de 40 (dans un mélange en masse de 96,94 %), 44 (2,09 %), 42 (0,667 %), 48 (0,187 %), 43 (0,135 %) et 46 (0,003 %). Configuration de la couche électronique externe 4 s 2 . Dans presque tous les composés, l'état d'oxydation du calcium est +2 (valence II).
Le rayon de l'atome de calcium neutre est de 0,1974 nm, le rayon de l'ion Ca 2+ est de 0,114 nm (pour le numéro de coordination 6) à 0,148 nm (pour le numéro de coordination 12). Les énergies d'ionisation séquentielle d'un atome de calcium neutre sont respectivement de 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 et 84,5 eV. Selon l'échelle de Pauling, l'électronégativité du calcium est d'environ 1,0. Sous sa forme libre, le calcium est un métal blanc argenté.
Histoire de la découverte
Les composés de calcium se trouvent partout dans la nature, c'est pourquoi l'humanité les connaît depuis l'Antiquité. La chaux est utilisée depuis longtemps dans la construction (cm. CITRON VERT)(rapide et trempé) qui pendant longtemps a cru substance simple, "Terre". Cependant, en 1808, le scientifique anglais G. Davy (cm. DAVY Humphrey) réussi à obtenir un nouveau métal à partir de la chaux. Pour ce faire, Davy a soumis à l'électrolyse un mélange de chaux éteinte légèrement humidifiée avec de l'oxyde de mercure et a isolé un nouveau métal de l'amalgame formé sur la cathode de mercure, qu'il a appelé calcium (du latin calx, genre calcis - chaux). En Russie, pendant un certain temps, ce métal était appelé « chaulage ».
Être dans la nature
Le calcium est l’un des éléments les plus répandus sur Terre. Il représente 3,38 % de la masse de la croûte terrestre (5ème plus abondant après l'oxygène, le silicium, l'aluminium et le fer). En raison de sa forte activité chimique, le calcium n’est pas présent sous forme libre dans la nature. La majeure partie du calcium se trouve dans les silicates (cm. SILICATES) et aluminosilicates (cm. SILICATES D'ALUMINIUM) diverses roches (granites (cm. GRANIT), gneiss (cm. GNEISS) et ainsi de suite.). Sous forme de roches sédimentaires, les composés calciques sont représentés par de la craie et des calcaires, constitués principalement du minéral calcite. (cm. CALCITE)(CaCO3). La forme cristalline de la calcite – le marbre – est beaucoup moins courante dans la nature.
Les minéraux de calcium comme le calcaire sont assez courants (cm. CALCAIRE) CaCO3, anhydrite (cm. ANHYDRITE) CaSO 4 et gypse (cm. GYPSE) CaSO 4 2H 2 O, fluorine (cm. FLUORINE) CaF 2, apatites (cm. APATITE) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), dolomite (cm. DOLOMIE) MgCO 3 ·CaCO 3 . La présence de sels de calcium et de magnésium dans eau naturel sa rigidité est déterminée (cm. DURETÉ DE L'EAU). Une quantité importante de calcium se trouve dans les organismes vivants. Ainsi, l'hydroxyapatite Ca 5 (PO 4) 3 (OH), ou, dans une autre entrée, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, constitue la base du tissu osseux des vertébrés, y compris les humains ; Les coquilles et coquilles de nombreux invertébrés, coquilles d'œufs, etc. sont fabriquées à partir de carbonate de calcium CaCO 3.
Reçu
Le calcium métallique est obtenu par électrolyse d'une masse fondue constituée de CaCl 2 (75-80 %) et de KCl ou de CaCl 2 et CaF 2, ainsi que par réduction aluminothermique de CaO à 1 170-1 200 °C :
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Proprietes physiques et chimiques
Le calcium métal existe sous deux modifications allotropiques (voir Allotropie (cm. ALLOTROPIE)). Jusqu'à 443 °C, a-Ca avec un réseau cubique à faces centrées (paramètre a = 0,558 nm) est stable ; b-Ca avec un réseau cubique centré sur le corps de type a-Fe (paramètre a = 0,448 nm) est stable. plus stable. Le point de fusion du calcium est de 839 °C, le point d'ébullition est de 1 484 °C et la densité est de 1,55 g/cm3.
L'activité chimique du calcium est élevée, mais inférieure à celle de tous les autres métaux alcalino-terreux. Il réagit facilement avec l'oxygène, le dioxyde de carbone et l'humidité de l'air, c'est pourquoi la surface du calcium métallique est généralement gris terne. Ainsi, en laboratoire, le calcium est généralement stocké, comme les autres métaux alcalino-terreux, dans un bocal bien fermé sous une couche. de kérosène.
Dans la série des potentiels standards, le calcium est situé à gauche de l’hydrogène. Le potentiel d'électrode standard du couple Ca 2+ /Ca 0 est de –2,84 V, de sorte que le calcium réagit activement avec l'eau :
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2.
Le calcium réagit avec les non-métaux actifs (oxygène, chlore, brome) dans des conditions normales :
2Ca + O2 = 2CaO ; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Lorsqu'il est chauffé dans l'air ou l'oxygène, le calcium s'enflamme. Le calcium réagit avec les non-métaux moins actifs (hydrogène, bore, carbone, silicium, azote, phosphore et autres) lorsqu'il est chauffé, par exemple :
Ca + H 2 = CaH 2 (hydrure de calcium),
Ca + 6B = CaB 6 (borure de calcium),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (nitrure de calcium)
Ca + 2C = CaC 2 (carbure de calcium)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (phosphure de calcium), on connaît également les phosphures de calcium de compositions CaP et CaP 5 ;
2Ca + Si = Ca 2 Si (siliciure de calcium) ; les siliciures de calcium de compositions CaSi, Ca 3 Si 4 et CaSi 2 sont également connus.
L'apparition des réactions ci-dessus s'accompagne généralement de la libération de grande quantité chaleur (c'est-à-dire que ces réactions sont exothermiques). Dans tous les composés contenant des non-métaux, l'état d'oxydation du calcium est +2. La plupart des composés de calcium contenant des non-métaux sont facilement décomposés par l'eau, par exemple :
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3.
L'oxyde de calcium est généralement basique. En laboratoire et en technologie, il est obtenu par décomposition thermique de carbonates :
CaCO 3 = CaO + CO 2.
L'oxyde de calcium technique CaO est appelé chaux vive.
Il réagit avec l'eau pour former du Ca(OH) 2 et dégage une grande quantité de chaleur :
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.
Le Ca(OH)2 obtenu de cette manière est généralement appelé chaux éteinte ou lait de chaux. (cm. LAIT DE CITRON) en raison du fait que la solubilité de l'hydroxyde de calcium dans l'eau est faible (0,02 mol/l à 20°C) et que lorsqu'il est ajouté à l'eau, une suspension blanche se forme.
Lorsqu'il interagit avec des oxydes acides, CaO forme des sels, par exemple :
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
L'ion Ca 2+ est incolore. Lorsque des sels de calcium sont ajoutés à la flamme, la flamme devient rouge brique.
Les sels de calcium tels que le chlorure de CaCl 2, le bromure de CaBr 2, l'iodure de CaI 2 et le nitrate de Ca(NO 3) 2 sont très solubles dans l'eau. Le fluorure CaF 2, le carbonate CaCO 3, le sulfate CaSO 4, l'orthophosphate moyen Ca 3 (PO 4) 2, l'oxalate CaC 2 O 4 et quelques autres sont insolubles dans l'eau.
Il est important que, contrairement au carbonate de calcium moyen CaCO 3, le carbonate de calcium acide (bicarbonate) Ca(HCO 3) 2 soit soluble dans l'eau. Dans la nature, cela conduit aux processus suivants. Lorsque des pluies froides ou des eaux de rivière, saturées de dioxyde de carbone, pénètrent sous terre et tombent sur le calcaire, on observe leur dissolution :
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
Aux mêmes endroits où l'eau saturée de bicarbonate de calcium remonte à la surface de la terre et se réchauffe rayons de soleil, la réaction inverse se produit :
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
C'est ainsi que de grandes masses de substances sont transférées dans la nature. En conséquence, d'énormes trous peuvent se former sous terre (voir Karst (cm. KARST (phénomène naturel))), et de magnifiques « glaçons » en pierre - des stalactites - se forment dans les grottes (cm. STALACTITES (formations minérales)) et des stalagmites (cm. STALAGMITES).
La présence de bicarbonate de calcium dissous dans l’eau détermine en grande partie la dureté temporaire de l’eau. (cm. DURETÉ DE L'EAU). On l'appelle temporaire car lorsque l'eau bout, le bicarbonate se décompose et le CaCO 3 précipite. Ce phénomène conduit, par exemple, au fait que du tartre se forme au fil du temps dans la bouilloire.
Application du calcium et de ses composés
Le calcium métallique est utilisé pour la production métallothermique d'uranium (cm. URANIUM (élément chimique)), thorium (cm. THORIUM), titane (cm. TITANE (élément chimique)), zirconium (cm. ZIRCONIUM), césium (cm. CÉSIUM) et rubidium (cm. RUBIDIUM).
Les composés naturels de calcium sont largement utilisés dans la production matériaux de reliure(ciment (cm. CIMENT), gypse (cm. GYPSE), chaux, etc.). L'effet liant de la chaux éteinte repose sur le fait qu'au fil du temps, l'hydroxyde de calcium réagit avec le dioxyde de carbone présent dans l'air. À la suite de la réaction en cours, des cristaux en forme d'aiguilles de calcite CaCO3 se forment, qui se transforment en pierres, briques et autres matériaux de construction à proximité et, pour ainsi dire, les soudent en un seul tout. Le carbonate de calcium cristallin - le marbre - est un excellent matériau de finition. La craie est utilisée pour blanchir à la chaux. Grandes quantités le calcaire est consommé dans la production de fonte, car il permet de convertir les impuretés réfractaires du minerai de fer (par exemple, le quartz SiO 2) en scories à point de fusion relativement bas.
Comme désinfectant L'eau de Javel est très efficace (cm. POUDRE BLANCHISSANTE)- « eau de Javel » Ca(OCl)Cl - mélange de chlorure et d'hypochlorure de calcium (cm. HYPOCHLORITE DE CALCIUM) avec un pouvoir oxydant élevé.
Le sulfate de calcium est également largement utilisé, existant à la fois sous forme de composé anhydre et sous forme d'hydrates cristallins - le sulfate dit « semi-aqueux » - albâtre (cm. ALEVIZ FRYAZIN (Milanais)) CaSO 4 ·0,5H 2 O et sulfate dihydraté - gypse CaSO 4 ·2H 2 O. Le gypse est largement utilisé dans la construction, en sculpture, pour la fabrication de stuc et divers produits artistiques. Le plâtre est également utilisé en médecine pour réparer les os lors de fractures.
Le chlorure de calcium CaCl 2 est utilisé avec le sel de table pour lutter contre le givrage revêtements routiers. Le fluorure de calcium CaF 2 est un excellent matériau optique.
Du calcium dans le corps
Le calcium est un élément biogène (cm.ÉLÉMENTS BIOGÉNIQUES), constamment présent dans les tissus des plantes et des animaux. Composant important du métabolisme minéral des animaux et des humains et de la nutrition minérale des plantes, le calcium remplit diverses fonctions dans l’organisme. Composé d'apatite (cm. APATITE), ainsi que le sulfate et le carbonate, le calcium constitue le composant minéral du tissu osseux. Le corps humain pesant 70 kg contient environ 1 kg de calcium. Le calcium participe au fonctionnement des canaux ioniques (cm. CANAUX IONIQUES) transporter des substances à travers les membranes biologiques lors de la transmission de l'influx nerveux (cm. IMPULSION NERVEUSE), dans les processus de coagulation sanguine (cm. LA COAGULATION DU SANG) et la fertilisation. Les calciférols régulent le métabolisme du calcium dans l'organisme (cm. CALCIFÉROLS)(Vitamine D). Un manque ou un excès de calcium entraîne diverses maladies- le rachitisme (cm. RACHITISME), calcinose (cm. CALCINOSE) etc. Par conséquent, la nourriture humaine devrait être quantités requises contiennent des composés de calcium (800 à 1 500 mg de calcium par jour). La teneur en calcium est élevée dans les produits laitiers (comme le fromage cottage, le fromage, le lait), certains légumes et d'autres aliments. Les préparations à base de calcium sont largement utilisées en médecine.

Dictionnaire encyclopédique. 2009 .

Le calcium est un élément chimique du groupe II de numéro atomique 20. tableau périodique, désigné par le symbole Ca (latin Calcium). Le calcium est un métal alcalino-terreux mou de couleur gris argenté.

Élément 20 du tableau périodique Le nom de l'élément vient de lat. calx (dans génitif calcis) - « chaux », « pierre tendre ». Il a été proposé par le chimiste anglais Humphry Davy, qui a isolé le calcium métallique en 1808.
Les composés de calcium - calcaire, marbre, gypse (ainsi que chaux - produit de la calcination du calcaire) sont utilisés dans la construction il y a plusieurs milliers d'années.
Le calcium est l’un des éléments les plus répandus sur Terre. Les composés de calcium se trouvent dans presque tous les tissus animaux et végétaux. Il représente 3,38 % de la masse de la croûte terrestre (5ème plus abondant après l'oxygène, le silicium, l'aluminium et le fer).

Trouver du calcium dans la nature

En raison de sa forte activité chimique, le calcium n’est pas présent sous forme libre dans la nature.
Le calcium représente 3,38 % de la masse de la croûte terrestre (5ème plus abondant après l'oxygène, le silicium, l'aluminium et le fer). La teneur de l’élément dans l’eau de mer est de 400 mg/l.

Isotopes

Le calcium se présente dans la nature sous la forme d'un mélange de six isotopes : 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca et 48Ca, dont le plus courant, 40Ca, représente 96,97 %. Les noyaux de calcium contiennent nombre magique protons : Z = 20. Isotopes
40
20
Ca20 et
48
20
Ca28 sont deux des cinq noyaux qui existent dans la nature avec deux fois le nombre magique.
Parmi les six isotopes naturels du calcium, cinq sont stables. Le sixième isotope 48Ca, le plus lourd des six et très rare (son abondance isotopique n'est que de 0,187 %), subit une double désintégration bêta avec une demi-vie de 1,6 à 1017 ans.

Dans les roches et les minéraux

La majeure partie du calcium est contenue dans les silicates et aluminosilicates de diverses roches (granites, gneiss, etc.), notamment dans l'anorthite feldspathique - Ca.
Sous forme de roches sédimentaires, les composés calciques sont représentés par de la craie et des calcaires, constitués principalement du minéral calcite (CaCO3). La forme cristalline de la calcite – le marbre – est beaucoup moins courante dans la nature.
Les minéraux de calcium tels que la calcite CaCO3, l'anhydrite CaSO4, l'albâtre CaSO4 0,5H2O et le gypse CaSO4 2H2O, la fluorite CaF2, l'apatite Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), la dolomite MgCO3 CaCO3 sont assez répandus. La présence de sels de calcium et de magnésium dans l'eau naturelle détermine sa dureté.
Le calcium, migrant vigoureusement dans la croûte terrestre et s'accumulant dans divers systèmes géochimiques, forme 385 minéraux (le quatrième plus grand nombre de minéraux).

Rôle biologique du calcium

Le calcium est un macronutriment courant dans le corps des plantes, des animaux et des humains. Chez les humains et les autres vertébrés, la majeure partie se trouve dans le squelette et les dents. Le calcium se trouve dans les os sous forme d'hydroxyapatite. Depuis Formes variées Le carbonate de calcium (chaux) constitue les « squelettes » de la plupart des groupes d'invertébrés (éponges, polypes coralliens, mollusques…). Les ions calcium sont impliqués dans les processus de coagulation sanguine et servent également de seconds messagers universels à l'intérieur des cellules et régulent divers processus intracellulaires - contraction musculaire, exocytose, y compris la sécrétion d'hormones et de neurotransmetteurs. La concentration de calcium dans le cytoplasme des cellules humaines est d'environ 10−4 mmol/l, dans les liquides intercellulaires elle est d'environ 2,5 mmol/l.

Les besoins en calcium dépendent de l'âge. Pour les adultes de 19 à 50 ans et les enfants de 4 à 8 ans inclus, les besoins journaliers (AJR) sont de 1 000 mg (contenus dans environ 790 ml de lait à 1% de matière grasse), et pour les enfants de 9 à 18 ans inclus - 1 300 mg par jour (contenu dans environ 1 030 ml de lait contenant 1 % de matières grasses). À l’adolescence, consommer suffisamment de calcium est très important en raison de la croissance rapide du squelette. Cependant, selon une étude menée aux États-Unis, seuls 11 % des filles et 31 % des garçons âgés de 12 à 19 ans répondent à leurs besoins. Dans une alimentation équilibrée, la majeure partie du calcium (environ 80 %) pénètre dans l’organisme de l’enfant avec les produits laitiers. Le reste du calcium provient des céréales (y compris le pain à grains entiers et le sarrasin), des légumineuses, des oranges, des légumes verts et des noix. Dans les produits « laitiers » à base de matière grasse laitière ( beurre, crème, crème sure, glace à la crème) ne contiennent pratiquement pas de calcium. Plus dans produit laitier matière grasse du lait, moins il contient de calcium. L'absorption du calcium dans l'intestin se fait de deux manières : transcellulaire (transcellulaire) et intercellulaire (paracellulaire). Le premier mécanisme est médiatisé par l'action forme active la vitamine D (calcitriol) et ses récepteurs intestinaux. Il joue un rôle important dans un apport faible à modéré en calcium. Avec une teneur plus élevée en calcium dans l’alimentation, l’absorption intercellulaire commence à jouer un rôle majeur, associé à un large gradient de concentration en calcium. En raison du mécanisme transcellulaire, le calcium est davantage absorbé dans le duodénum (en raison de la concentration la plus élevée de récepteurs du calcitriol). En raison du transfert passif intercellulaire, l’absorption du calcium est la plus active dans les trois sections de l’intestin grêle. L'absorption paracellulaire du calcium est favorisée par le lactose (sucre du lait).

L'absorption du calcium est inhibée par certaines graisses animales (notamment la graisse du lait de vache et la graisse de bœuf, mais pas le saindoux) et l'huile de palme. Les acides gras palmitique et stéarique contenus dans ces graisses sont décomposés lors de la digestion dans les intestins et, sous leur forme libre, lient fermement le calcium, formant ainsi du palmitate de calcium et du stéarate de calcium (savons insolubles). Sous forme de savon, le calcium et les graisses sont perdus dans les selles. Ce mécanisme est responsable d’une diminution de l’absorption du calcium, d’une diminution de la minéralisation osseuse et d’une diminution des mesures indirectes de la solidité osseuse chez les nourrissons utilisant des préparations pour nourrissons à base d’huile de palme (oléine de palme). Chez ces enfants, la formation de savons de calcium dans les intestins est associée à un durcissement des selles, à une diminution de leur fréquence, ainsi qu'à des régurgitations et des coliques plus fréquentes.

Concentration de calcium dans le sang en raison de son importance pour grand nombre vital processus importants réglable avec précision et nutrition adéquat et une consommation adéquate de produits laitiers faibles en gras et une carence en vitamine D ne se produisent pas. Une carence à long terme en calcium et/ou en vitamine D dans l’alimentation augmente le risque d’ostéoporose et provoque le rachitisme chez les nourrissons.

Des doses excessives de calcium et de vitamine D peuvent provoquer une hypercalcémie. La dose maximale sûre pour les adultes âgés de 19 à 50 ans inclus est de 2 500 mg par jour (environ 340 g de fromage Edam).

Composés de calcium- le calcaire, le marbre, le gypse (ainsi que la chaux - un produit du calcaire) étaient déjà utilisés dans la construction dans l'Antiquité. Jusqu’à la fin du XVIIIe siècle, les chimistes considéraient la chaux comme un simple solide. En 1789, A. Lavoisier suggère que la chaux, la magnésie, la barytine, l'alumine et la silice sont des substances complexes. En 1808, Davy, soumettant un mélange de chaux éteinte humide et d'oxyde mercurique à une électrolyse avec une cathode de mercure, prépara un amalgame de calcium, et en distillant du mercure, il obtint un métal appelé « calcium » (du latin. Calx, genre. cas calcis - chaux).

Placer des électrons sur des orbitales.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Le calcium est appelé métal alcalino-terreux et est classé comme élément S. Au niveau électronique externe, le calcium a deux électrons, il donne donc des composés : CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Le calcium est un métal typique : il a une grande affinité pour l'oxygène, réduit presque tous les métaux de leurs oxydes et forme une base assez forte Ca(OH)2.

Les réseaux cristallins des métaux peuvent être divers types, cependant, le calcium est caractérisé par un réseau cubique à faces centrées.

Dimensions, forme et arrangement mutuel les cristaux dans les métaux sont émis par des méthodes métallographiques. L'évaluation la plus complète de la structure du métal à cet égard est fournie par l'analyse microscopique de sa section mince. Un échantillon est découpé dans le métal testé et sa surface est meulée, polie et gravée avec une solution spéciale (agent de gravure). À la suite de la gravure, la structure de l'échantillon est mise en évidence, qui est examinée ou photographiée à l'aide d'un microscope métallographique.

Kaltsy - métal léger(d = 1,55), blanc argenté. Il est plus dur et fond à une température plus élevée haute température(851 °C) par rapport au sodium, qui se trouve à côté dans le tableau périodique. Cela s’explique par le fait qu’il y a deux électrons par ion calcium dans le métal. C'est pourquoi liaison chimique Il a une liaison plus forte entre les ions et le gaz électronique que le sodium. Au cours des réactions chimiques, les électrons de valence du calcium sont transférés aux atomes d'autres éléments. Dans ce cas, des ions doublement chargés se forment.

Le calcium a une grande activité chimique envers les métaux, en particulier l'oxygène. Dans l'air, il s'oxyde plus lentement que les métaux alcalins, car le film d'oxyde qui le recouvre est moins perméable à l'oxygène. Lorsqu'il est chauffé, le calcium brûle, libérant d'énormes quantités de chaleur :

Le calcium réagit avec l'eau, en déplaçant l'hydrogène et formant une base :

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

En raison de sa grande réactivité chimique à l’oxygène, le calcium trouve une certaine utilité dans l’extraction de métaux rares à partir de leurs oxydes. Les oxydes métalliques sont chauffés avec les copeaux de calcium ; Les réactions donnent lieu à de l'oxyde de calcium et du métal. L'utilisation du calcium et de certains de ses alliages pour ce que l'on appelle la désoxydation des métaux repose sur cette même propriété. Le calcium est ajouté au métal en fusion et élimine les traces d'oxygène dissous ; l'oxyde de calcium résultant flotte à la surface du métal. Le calcium est inclus dans certains alliages.

Le calcium est obtenu par électrolyse du chlorure de calcium fondu ou par la méthode aluminothermique. Oxyde de calcium, ou chaux, est une poudre blanche, elle fond à 2570 °C. Il est obtenu par calcination du calcaire :

CaCO3 = CaO + CO2^

L'oxyde de calcium est un oxyde basique, il réagit donc avec les acides et les anhydrides d'acide. Avec de l'eau, on obtient la base - hydroxyde de calcium :

CaO + H2O = Ca(OH)2

L'ajout d'eau à l'oxyde de calcium, appelé extinction de la chaux, se produit avec le dégagement d'une grande quantité de chaleur. Une partie de l’eau se transforme en vapeur. L'hydroxyde de calcium, ou chaux éteinte, est une substance blanche, légèrement soluble dans l'eau. Une solution aqueuse d’hydroxyde de calcium est appelée eau de chaux. Cette solution a des propriétés alcalines assez fortes, puisque l'hydroxyde de calcium se dissocie bien :

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Comparé aux hydrates d’oxydes de métaux alcalins, l’hydroxyde de calcium est une base plus faible. Cela s’explique par le fait que l’ion calcium est doublement chargé et attire plus fortement les groupes hydroxyles.

La chaux éteinte et sa solution, appelée eau de chaux, réagissent avec les acides et les anhydrides d'acide, notamment le dioxyde de carbone. L'eau de chaux est utilisée dans les laboratoires pour la découverte du dioxyde de carbone, car le carbonate de calcium insoluble qui en résulte provoque un trouble dans l'eau :

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Cependant, si le dioxyde de carbone pénètre pendant une longue période, la solution redevient claire. Cela s'explique par le fait que le carbonate de calcium est transformé en un sel soluble - le bicarbonate de calcium :

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Dans l'industrie, le calcium est obtenu de deux manières :

En chauffant le mélange briqueté de poudre de CaO et d'Al à 1 200 °C sous un vide de 0,01 à 0,02 mm. art. Art.; distingué par la réaction :

6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

La vapeur de calcium se condense sur une surface froide.

Par électrolyse d'une masse fondue de CaCl2 et KCl avec une cathode liquide cuivre-calcium, un alliage Cu - Ca (65 % Ca) est préparé, à partir duquel le calcium est distillé à une température de 950 - 1000°C sous un vide de 0,1 - 0,001 mmHg.

Une méthode de production de calcium par dissociation thermique du carbure de calcium CaC2 a également été développée.

Le calcium est l’un des éléments les plus courants dans la nature. La croûte terrestre en contient environ 3 % (en poids). Les sels de calcium se forment dans la nature grands clusters sous forme de carbonates (craie, marbre), sulfates (gypse), phosphates (phosphorites). Sous l'influence de l'eau et du dioxyde de carbone, les carbonates se dissolvent sous forme de bicarbonates et sont transportés sur de longues distances par les eaux souterraines et les eaux fluviales. Lorsque les sels de calcium sont emportés, des grottes peuvent se former. En raison de l'évaporation de l'eau ou d'une augmentation de la température, des dépôts de carbonate de calcium peuvent se former dans un nouvel endroit. Par exemple, des stalactites et des stalagmites se forment dans les grottes.

Les sels solubles de calcium et de magnésium provoquent une dureté globale de l’eau. S'ils sont présents dans l'eau en petites quantités, alors l'eau est dite douce. Avec une teneur élevée en ces sels (100 à 200 mg de sels de calcium dans 1 litre en termes d'ions), l'eau est considérée comme dure. Dans une telle eau, le savon ne mousse pas bien, car les sels de calcium et de magnésium forment avec lui des composés insolubles. Ne bout pas bien dans l'eau dure produits alimentaires, et lorsqu'il est bouilli, il forme du tartre sur les parois des chaudières à vapeur. Le tartre conduit mal la chaleur, entraîne une augmentation de la consommation de carburant et accélère l'usure des parois de la chaudière. La formation du tartre est un processus complexe. Lorsqu'ils sont chauffés, les sels acides acide carbonique le calcium et le magnésium se décomposent et se transforment en carbonates insolubles :

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

La solubilité du sulfate de calcium CaSO4 diminue également lorsqu'il est chauffé, il fait donc partie du tartre.

La dureté provoquée par la présence de bicarbonates de calcium et de magnésium dans l'eau est appelée carbonate ou dureté temporaire, car elle s'élimine par ébullition. En plus de la dureté carbonatée, il existe également une dureté non carbonatée, qui dépend de la teneur en sulfates et chlorures de calcium et de magnésium dans l'eau. Ces sels ne sont pas éliminés par ébullition et c'est pourquoi la dureté non carbonatée est également appelée dureté permanente. Les duretés carbonatées et non carbonatées s’ajoutent à la dureté totale.

Pour éliminer complètement la dureté, l’eau est parfois distillée. Pour éliminer la dureté carbonatée, l'eau est bouillie. La dureté générale peut être éliminée ou en ajoutant substances chimiques, ou en utilisant ce que l'on appelle des échangeurs de cations. Lors de l'utilisation de la méthode chimique, les sels solubles de calcium et de magnésium sont convertis en carbonates insolubles, par exemple du lait de chaux et de la soude sont ajoutés :

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

L'élimination de la dureté à l'aide de résines échangeuses de cations est un processus plus avancé. Les échangeurs de cations sont des substances complexes (composés naturels de silicium et d'aluminium, de haut poids moléculaire) composés organiques), dont la composition peut être exprimée par la formule Na2R, où R est un reste acide complexe. Lors de la filtration de l'eau à travers une couche de résine échangeuse de cations, les ions Na (cations) sont échangés contre des ions Ca et Mg :

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Par conséquent, les ions Ca passent de la solution vers l’échangeur de cations et les ions Na passent de l’échangeur de cations vers la solution. Pour restaurer l'échangeur de cations usagé, il est lavé avec une solution sel de table. Dans ce cas, le processus inverse se produit : les ions Ca dans l'échangeur de cations sont remplacés par des ions Na :

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

L'échangeur de cations régénéré peut être à nouveau utilisé pour la purification de l'eau.

Sous forme de métal pur, Ca est utilisé comme agent réducteur pour U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb et certains métaux des terres rares et leurs connexions. Il est également utilisé pour la désoxydation des aciers, des bronzes et d'autres alliages, pour éliminer le soufre des produits pétroliers, pour déshydrater les liquides organiques, pour purifier l'argon des impuretés azotées et comme absorbeur de gaz dans les appareils électriques à vide. Les matériaux antifiction du système Pb - Na - Ca, ainsi que les alliages Pb - Ca utilisés pour la fabrication de coques, ont été largement utilisés en technologie câbles électriques. L'alliage Ca - Si - Ca (silicocalcium) est utilisé comme désoxydant et dégazeur dans la production d'aciers de haute qualité.

Le calcium est l'un des éléments biogéniques nécessaires au fonctionnement normal des processus vitaux. Il est présent dans tous les tissus et fluides des animaux et des plantes. Seuls des organismes rares peuvent se développer dans un environnement dépourvu de Ca. Dans certains organismes, la teneur en Ca atteint 38 % : chez l'homme - 1,4 à 2 %. Les cellules des organismes végétaux et animaux nécessitent des ratios strictement définis d’ions Ca, Na et K dans les environnements extracellulaires. Les plantes obtiennent du Ca du sol. En fonction de leur relation avec le Ca, les plantes sont divisées en calcéphiles et calcéphobes. Les animaux obtiennent du Ca à partir de la nourriture et de l’eau. Le Ca est nécessaire à la formation d'un certain nombre de structures cellulaires, au maintien d'une perméabilité normale des membranes cellulaires externes, à la fécondation des œufs de poissons et d'autres animaux et à l'activation d'un certain nombre d'enzymes. Les ions Ca transmettent l'excitation à la fibre musculaire, provoquant sa contraction, augmentant la force des contractions cardiaques, augmentant la fonction phagocytaire des leucocytes, activant le système de protéines sanguines protectrices et participant à sa coagulation. Dans les cellules, presque tout le Ca se trouve sous forme de composés avec des protéines, acides nucléiques, phospholipides, en complexes avec des phosphates inorganiques et des acides organiques. Dans le plasma sanguin des humains et des animaux supérieurs, seulement 20 à 40 % du Ca peut être lié aux protéines. Chez les animaux dotés d'un squelette, jusqu'à 97 à 99 % de tout le Ca est utilisé comme matériau de construction : chez les invertébrés principalement sous forme de CaCO3 (coquilles de mollusques, coraux), chez les vertébrés - sous forme de phosphates. De nombreux invertébrés stockent du Ca avant la mue pour construire un nouveau squelette ou pour assurer des fonctions vitales conditions défavorables. La teneur en Ca dans le sang des humains et des animaux supérieurs est régulée par les hormones des glandes parathyroïdes et thyroïdiennes. La vitamine D joue un rôle clé dans ces processus. L’absorption du Ca se produit dans la partie antérieure de l’intestin grêle. L'absorption du Ca se détériore avec une diminution de l'acidité dans l'intestin et dépend du rapport Ca, phosphore et graisses dans les aliments. Rapports optimaux Ca/P dans lait de vache environ 1,3 (dans les pommes de terre 0,15, dans les haricots 0,13, dans la viande 0,016). S'il y a un excès de P et acide oxalique L’absorption du Ca se détériore. Les acides biliaires accélèrent son absorption. Le rapport Ca/graisse optimal dans l’alimentation humaine est de 0,04 à 0,08 g de Ca pour 1 g. graisse L'excrétion du Ca se fait principalement par les intestins. Les mammifères perdent beaucoup de Ca dans le lait pendant la lactation. Avec des perturbations du métabolisme phosphore-calcium, le rachitisme se développe chez les jeunes animaux et les enfants, et des modifications dans la composition et la structure du squelette (ostéomalacie) se développent chez les animaux adultes.

En médecine, les médicaments Ca éliminent les troubles liés au manque d'ions Ca dans l'organisme (tétanie, spasmophilie, rachitisme). Les préparations de Ca réduisent l'hypersensibilité aux allergènes et sont utilisées pour traiter les maladies allergiques (maladie sérique, fièvre somnolente, etc.). Les préparations de Ca réduisent l'augmentation de la perméabilité vasculaire et ont un effet anti-inflammatoire. Ils sont utilisés pour la vascularite hémorragique, le mal des rayons, les processus inflammatoires (pneumonie, pleurésie, etc.) et certaines maladies de la peau. Prescrit comme agent hémostatique, pour améliorer l'activité du muscle cardiaque et renforcer l'effet des préparations digitaliques, comme antidote aux intoxications aux sels de magnésium. Avec d'autres médicaments, les préparations de Ca sont utilisées pour stimuler le travail. Le chlorure de Ca est administré par voie orale et intraveineuse. L'ossocalcinol (suspension stérile à 15 % de poudre d'os spécialement préparée dans de l'huile de pêche) a été proposé pour la thérapie tissulaire.

Les préparations de Ca comprennent également le gypse (CaSO4), utilisé en chirurgie pour les plâtres, et la craie (CaCO3), prescrite par voie orale pour les plâtres. acidité accrue suc gastrique et pour préparer de la poudre dentaire.