CALCIU: PROPRIETĂȚI, STRUCTURĂ, OBȚINERE, UTILIZĂRI - CHIMIE - 2025

Calciu este un metal alcalino - pământos aparținând tabelului periodic 2 grup (dl Becambara). Acest metal ocupă locul cinci în abundență printre elementele prezente în scoarța terestră; în spatele fierului și aluminiului. Este reprezentat de simbolul chimic Ca, iar numărul său atomic este 20.

Calciul reprezintă 3,64% din scoarța terestră și este cel mai abundent metal din corpul uman, reprezentând 2% din greutatea sa. El nu este liber în natură; dar face parte din numeroase minerale și compuși chimici.

Calciu metalic de înaltă puritate depozitat în uleiul mineral pentru a-l proteja de oxigen și umiditate. Sursa: 2 × 910

De exemplu, se găsește în calciul mineral, care la rândul său face parte din calcar. Carbonatul de calciu este prezent pe pământ sub formă de marmură, dolomit, coajă de ouă, coral, perle, stalactite, stalagmite, precum și în scoicile multor animale marine sau melci.

În plus, calciul face parte din alte minerale, cum ar fi gipsul, anhidritul, fluorita și apatitul. Nu este surprinzător atunci că este sinonim cu oasele la nivel cultural.

Când este expus la aer, calciul devine acoperit cu o acoperire gălbui, produsul unui amestec de oxid de calciu, azot și hidroxid. Totuși, tăiată proaspăt, suprafața este lucioasă, argintie-albicioasă. Este moale, cu o duritate pe scara Mohs de 1,75.

Calciul îndeplinește numeroase funcții la ființele vii, printre care este parte a compușilor care determină structura și funcționarea sistemului osos; intervine în cascada de coagulare prin activarea mai multor factori de coagulare, identificați ca factorul IV.

Mai mult, calciul este implicat în contracția musculară, permițând unirea proteinelor contractile (actină și miozină); și facilitează eliberarea unor neurotransmițători, inclusiv acetilcolină.

Chimic participă aproape întotdeauna la compușii săi organici sau anorganici, cum ar fi cationul divalent Ca ²⁺ . Este unul dintre cationii cu cel mai mare număr de coordonare, adică poate interacționa cu mai multe molecule sau ioni în același timp.

Istorie

In timpuri stravechi

Compușii de calciu, cum ar fi var (CaO) sau gips (CaSO ₄ ) au fost folosiți de om de milenii, ignorând structura lor chimică. Calcarul ca material de construcție și tencuiala pentru realizarea sculpturilor au fost folosite la 7.000 de ani î.Hr.

În Mesopotamia s-a găsit un cuptor de var care a fost folosit 2,500 î.Hr. Într-o perioadă de timp aproape, gipsul a fost utilizat în timpul construcției Marii Piramide din Giza.

Identificarea și izolarea

Joseph Black (1755) a explicat că varul este mai ușor decât calcarul (carbonatul de calciu) care îi dă originea. Acest lucru se datorează faptului că pierde dioxid de carbon în timpul încălzirii.

Antoine Lavoiser (1787) a concluzionat că varul trebuie să fie un oxid al unui element chimic necunoscut.

Sir Humphrey Davy (1808), exact în anul în care a descoperit borul, a procedat la fel cu calciul folosind tehnica de electroliză, folosită de Jakar Berzelius și Magnus Martin.

Davy a izolat calciul și magneziul folosind același design experimental. A amestecat oxidul de calciu cu oxidul de mercur (II) pe o placă de platină, folosit ca anod (+), în timp ce catodul (-) era un fir de platină parțial scufundat în mercur.

Electroliza a produs un amalgam de calciu și mercur. Pentru a purifica calciul, amalgamul a fost supus distilării. Cu toate acestea, nu a fost obținut calciu pur.

Proprietăți

Descriere Fizica

Metal argintiu-albicios, se schimbă în alb-cenușiu atunci când este expus la aer. Într-un aer umed, acesta ia un albastru-gri gri. Pulbere solidă sau uscată. Structura de cristal centrată pe față.

Greutate atomica

40,078 g / mol.

Punct de topire

842 ° C.

Punct de fierbere

1.484 ° C.

Densitate

-1.55 g / cm ³ , la temperatura camerei.

-1.378 g / cm ³ , în stare lichidă , la punctul de topire.

Căldură de fuziune

8,54 kJ / mol.

Căldură de vaporizare

154,7 kJ / mol.

Capacitate calorică molară

25.929 J / (mol · K).

Capacitate calorică specifică

0,63 J / gK

electronegativitate

1.0 pe scara Pauling

Energie de ionizare

-Primă ionizare 589,8 kJ / mol

-Ionizare secundară 1.145 kJ / mol

-Ionizare a treia 4.912 kJ / mol

-A patra ionizare 6.490,57 kJ / mol și există încă 4 energii de ionizare.

Radio atomic

197 pm

Raza covalentă

176 ± 10 pm

Expansiune termică

22,3 µm / m · K la 20 ° C.

Conductanța termică

201 W / m K

Rezistență electrică

336 nΩ · m la 20 ° C.

Duritate

1,75 pe scara Mohs.

izotopi

Calciul are 6 izotopi naturali: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca și ⁴⁸ Ca și 19 izotopi sintetici radioactivi. Cele mai abundente izotopi sunt ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) și ⁴² Ca (0,647%).

reactivitatea

Calciul reacționează spontan cu apa, producând hidroxid de calciu și hidrogen gazos. Reacționează cu oxigenul și azotul din aer, producând respectiv oxid de calciu și azot de calciu. Când se desparte, arde spontan în aer.

Când se încălzește calciul, reacționează cu hidrogenul pentru a forma o halogenură. De asemenea, reacționează cu toți halogenii pentru a forma halogenuri. De asemenea, reacționează cu borul, sulful, carbonul și fosforul.

Structura și configurația electronilor a calciului

Atomii de calciu sunt uniți de legături metalice, contribuind cu cei doi electroni de valență la valul electronilor. Astfel, interacțiunea dintre atomii de Ca și benzile electronice rezultate ajunge să definească un cristal cu o structură cubică centrată pe față (ccc, în spaniolă; sau fcc, în engleză, pentru cubul centrat pe față).

Dacă acest cristal de calciu ccc este încălzit la o temperatură în jurul valorii de 450 ° C, trece printr-o tranziție la faza hcp (hexagonal compact sau hexagonal cel mai aproape ambalat). Cu alte cuvinte, structura devine mai densă, ca și cum mișcarea electronilor și vibrațiile atomilor s-ar contracta distanța care îi separă.

Atomul de calciu are următoarea configurație electronică:

4s ²

Ceea ce ar explica faptul că cei doi electroni de valență pentru acest metal provin de la orbitalul său cel mai extern. Când le pierde, ^{se formează} cationul divalent Ca2 ⁺ , izoelectronic la argonul cu gaz nobil; adică atât Ar, cât și Ca ²⁺ au același număr de electroni.

Este orbitele de calciu 4s care se combină pentru a stabili banda de valență a acestor cristale. La fel se întâmplă și cu orbitalele goale 4p, care stabilesc o bandă de conducere.

Obținerea

Calciul este produs comercial prin electroliza clorurii de calciu topit. La electrozi apar următoarele reacții:

La anod: 2CI ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Calciul este depus ca un metal pe catod prin captarea electronilor de calciu ionic.

La catod: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (s)

La scară mică, calciul poate fi produs prin reducerea oxidului de calciu cu aluminiu sau clorura de calciu cu sodiu metalic.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCI

Aplicații

Calciu elementar

Calciul este utilizat ca aditiv la fabricarea becurilor de sticlă, fiind adăugat la bec în faza inițială de fabricație. Se adaugă și la sfârșit, astfel încât să se combine cu gazele rămase în interiorul becului.

Este utilizat ca dezintegrator în producerea de metale precum cupru și oțel. Aliajul de calciu și de cesiu este utilizat în zburlele brichetei pentru a genera scântei. Calciul este un agent reducător, dar are, de asemenea, aplicații de dezintoxicare și de dezoxidare.

Calciul este utilizat la prepararea metalelor precum cromul, toriul, uraniul, zirconiul și altele din oxizii lor. Este utilizat ca agent de aliere pentru aluminiu, cupru, plumb, magneziu și alte metale de bază; și ca dezoxidant pentru unele aliaje de temperatură înaltă

Calciul din aliaj cu plumb (0,04%) servește drept teacă pentru cablurile telefonice. Este utilizat în aliaj cu magneziu în implanturi ortopedice pentru a-și prelungi viața.

Carbonat de calciu

Este un material de umplutură din ceramică, sticlă, materiale plastice și vopsele, precum și o materie primă pentru producerea de var. Carbonatul sintetic de înaltă puritate este utilizat medicament ca supliment antiacid și dietetic de calciu. Este de asemenea utilizat ca aditiv în alimente.

Oxid de calciu

Oxidul de calciu este utilizat în industria construcțiilor, fiind utilizat la furnizarea pereților. De asemenea, este încorporat în beton. În secolul al XIX-lea, blocuri de oxid de calciu au fost arse pentru a lumina etapele cu lumină albă intensă.

Varul (din nou, oxidul de calciu) este utilizat pentru a îndepărta din oțel componente nedorite, cum ar fi dioxidul de siliciu (SiO ₂ ) prezent în materialul de fier. Produsul reacției este silicatul de calciu (CaSiO ₃ ) numit „zgură”.

Varul se combină cu apa pentru a forma hidroxid de calciu; Acest compus floculează și se scufundă, trăgând impuritățile spre fundul rezervoarelor.

Interiorul coșurilor de fum este căptușit cu var pentru a elimina fumurile din fabrici. De exemplu, captează dioxidul de sulf (SO ₂ ), care contribuie la ploaia acidă și îl transformă în sulfit de calciu (CaSO ₃ ).

Clorura de calciu

Clorura de calciu este folosită pentru a controla gheața pe drumuri; balsam pentru roșii prezente în conserve; fabricarea de caroserii și autovehicule.

Sulfat de calciu

Este prezentat în mod obișnuit sub denumirea de CaSO ₄ · 2H ₂ O (gips), fiind folosit ca balsam pentru sol. Ghipsul calcinat este utilizat la fabricarea plăcilor, plăcilor și șipcilor. De asemenea, este utilizat pentru imobilizarea fracturilor osoase.

Fosfatii de calciu

Fosfatii de calciu se găsesc în diferite forme în natură și sunt folosiți ca îngrășăminte. Sarea de calciu acid (CaH ₂ PO ₄ ) este utilizat ca îngrășământ și stabilizator pentru materiale plastice. Fosfatul de calciu se găsește ca parte a țesutului osos, în special sub formă de hidroxiapatită.

Alți compuși de calciu

Există numeroși compuși de calciu cu diverse aplicații. De exemplu, carbura de calciu este utilizată pentru a obține acetilenă, folosită în lanterne de sudare. Alginatul de calciu este utilizat ca agent de îngroșare în produsele alimentare, cum ar fi înghețata.

Hipocloritul de calciu este utilizat ca agent de albire, deodorant, fungicid și algaecidă.

Permanganatul de calciu este un lichid propulsant rachetă. Este, de asemenea, utilizat ca agent de purificare a apei și în producția textilă.

Funcția biologică

Calciul îndeplinește numeroase funcții la ființele vii:

-Intervin în cascada de coagulare ca factor IV.

-Este necesar pentru activarea mai multor factori de coagulare, inclusiv trombina.

-În mușchiul scheletului, calciul eliberează acțiunea inhibitoare a unui sistem proteic asupra contracției musculare, permițând formarea punților de actină-miozină, care provoacă contracția.

-Stabilizează canalele ionice ale celulelor excitabile. În hipocalcemie, canalele de sodiu sunt activate, ceea ce face ca sodiul să intre în celule și se poate genera o contracție susținută (tetanie) care poate fi fatală.

-În plus, calciul favorizează eliberarea acetilcolinei neurotransmițătorului la terminalele presinaptice.

Riscuri și precauții

Reacționează exotermic cu apa. Prin urmare, poate provoca vătămări grave la nivelul gurii, esofagului sau stomacului odată ingerate.

Muncitorii sunt expuși la acest risc în locurile în care se produce elementul de calciu sau în cele în care se aplică metal. Măsurile de precauție sunt să vă protejați cu măști care evită respirația de praf, îmbrăcăminte și ventilație adecvată.

Hipercalcemia este extrem de periculoasă și poate fi cauzată în principal de secreția excesivă de hormon paratiroid sau de un aport excesiv de vitamina D. Un aport excesiv de calciu, de exemplu mai mare de 2,5 g / zi, este rareori o cauză de hipercalcemie. .

Excesul de calciu se acumulează în rinichi cauzând pietre la rinichi și nefroză renală. În plus, acumularea de calciu în pereții vaselor de sânge modifică elasticitatea acestora, care ar putea fi cauza hipertensiunii arteriale, încetinirea fluxului sanguin și tromboză.

O precauție de bază este includerea calcaemiei în testele de laborator, când medicul observă caracteristici în simptomele pacientului care îl fac să suspecteze hipercalcemie și să inițieze tratamentul adecvat.

Referințe

1. W. Hull. (1921). Structura cristalină a calciului. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Calciu. Recuperat de la: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Calciu. Chimie explicată. Recuperat de la: chemistryexplained.com
4. Timotei P. Hanusa. (11 ianuarie 2019). Calciu. Encyclopædia Britannica. Recuperat de la: britannica.com
5. Centrul Național de Informații Biotehnologice. (2019). Calciu. Baza de date PubChem. CID = 5460341. Recuperat din: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Calciu: esențiale. Recuperat de la: webelements.com