Kalsiumegenskaper, struktur, innhenting, bruk

Han kalsium Det er et alkalisk metall som tilhører gruppe 2 av periodisk bord (SR. Scholambara). Dette metallet opptar den femte plassen i overflod mellom elementene som er til stede i jordskorpen; Bak jern og aluminium. Det er representert med CA kjemisk symbol, og atomnummeret er 20.

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

Høy renhet metall kalsium lagret i mineralolje for å beskytte det mot oksygen og fuktighet. Kilde: 2 × 910 [CC BY-SA 4.0 (https: // creativecommons.Org/lisenser/by-SA/4.0)]

For eksempel ligger det i Calcita -mineralet, som igjen er en del av kalksteinen. Kalsiumkarbonat er til stede på jorden som marmor, dolomitt, eggeskall, kor, perler, stalaktitter, stalagmitter, så vel som i skjellene til mange marine dyr eller snegler.

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

Når kalsium blir utsatt for luften, dekkes et gulaktig belegg, produkt av en blanding av oksyd, nitrur og kalsiumhydroksyd. Imidlertid er nyskåret overflaten skinnende, sølvhvit. Det er mykt med en hardhet på 1,75 MOHS -skalaen.

Kalsium utfører mange funksjoner i levende vesener, blant dem er en del av forbindelser som bestemmer strukturen og funksjonen til beinsystemet; griper inn i koagulasjonsfossen som aktiverer flere koagulasjonsfaktorer, identifiserer som faktor IV.

I tillegg griper kalsium inn i muskelsammentrekning, og tillater forening av kontraktile proteiner (aktin og myosin); og letter frigjøring av noen nevrotransmittere, inkludert acetylkolin.

Kjemisk deltar nesten alltid i sine organiske eller uorganiske forbindelser som den divalente kammen²⁺. Det er et av kationene med det høyeste antallet koordinering, det vil si at det kan samhandle med flere molekyler eller ioner samtidig.

[TOC]

Historie

I gamle dager

Kalsiumforbindelser som kalk (CAO) eller gips (tilfelle₄) har blitt brukt i årtusener av mennesker, og ignorerer deres kjemiske struktur. Kalk som konstruksjonsmateriale og gips for utdyping av skulpturer ble brukt 7.000 år a.C.

I Mesopotamia ble det funnet en kalkovn som ble brukt 2.500 a.C. I en nær periode ble gips brukt under konstruksjonen av den store pyramiden til Giza.

Identifisering og isolasjon

Joseph Black (1755) forklarte at kalk er lettere enn kalkstein (kalsiumkarbonat) som gir opphav til det. Dette er fordi det mister karbondioksid under oppvarming.

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

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

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

Kan tjene deg: kjemisk hybridisering

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

Egenskaper

Fysisk beskrivelse

Sølvhvit metall, skift til gråaktig hvit når det blir utsatt for luften. I fuktig luft får en blåaktig grå tåke. Solid eller tørt støv. Krystallstruktur sentrert i ansiktet.

Atomvekt

40.078 g/mol.

Smeltepunkt

842 ºC.

Kokepunkt

1.484 ºC.

Tetthet

-1,55 g/cm³ i romtemperatur.

-1.378 g/cm³ I flytende tilstand ved smeltepunktet.

Fusjonsvarme

8,54 kJ/mol.

Fordampningsvarme

154,7 kJ/mol.

Molar kalorikapasitet

25.929 J/(mol · K).

Spesifikk kaloriekapasitet

0,63 j/g · k

Elektronegativitet

1.0 på Pauling -skalaen

Ioniseringsenergi

-Første ionisering 589,8 kJ/mol

-Andre ionisering 1.145 kJ/mol

-Tredje ionisering 4.912 kJ/mol

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

Atomisk radio

197 pm

Radiokovalent

176 ± 22.00

Termisk ekspansjon

22,3 um/m · k ved 20 ° C.

Termisk konduktans

201 w/m · k

Elektrisk resistivitet

336 nΩ · m ved 20 ºC.

Hardhet

1,75 på MOHS -skalaen.

Isotoper

Kalsium har 6 naturlige isotoper: ⁴⁰Ac, ⁴²Ac, ⁴³Ac, ⁴⁴Ac, ⁴⁶CA og ⁴⁸CA, og 19 radioaktive syntetiske isotoper. De mest tallrike isotoper er ⁴⁰CA (96,94%), ⁴⁴CA (2.086%) og ⁴²CA (0,647%).

Reaktivitet

Kalsium reagerer spontant med vann, og forårsaker kalsium og hydrogengasshydroksyd. Reagerer med oksygen og luftnitrogen, og produserer henholdsvis kalsiumoksyd og kalsiumnitrid. Når brøkdel brennes spontant i luften.

Når kalsium varmes opp, reagerer det med hydrogen for å danne en haluro. Den reagerer også med alle halogener for å danne halogenuros. Den reagerer også med bor, svovel, karbon og fosfor.

Elektronisk kalsiumstruktur og konfigurasjon

Kalsiumatomer binder seg med metallbindinger, og bidrar med sine to elektroner av Valencia til tidevannet av elektroner. Dermed ender interaksjonen mellom CA -atomer og de resulterende elektroniske båndene Ansiktssenteret kubikk).

Hvis denne CCC kalsium varmes opp ved en temperatur rundt 450 ° C, lider den en overgang til HCP -fasen (kompakt sekskantet, eller Sekskantet nærmest pakket). Det vil si at strukturen blir tett.

Kalsiumatom har følgende elektroniske konfigurasjon:

[AR] 4S²

Noe som vil forklare at de to valenselektronene for dette metallet kommer fra deres ytterste orbital 4s. Når det mister dem, dannes den divalente kationen²⁺, Isolektronisk til edel argongass; Dette er både AR og CA²⁺ De har samme antall elektroner.

Det er 4S av kalsiumorganer som kombineres for å etablere Valencia -båndet til disse krystallene. På samme måte skjer det med 4p tomme orbitaler, som etablerer et kjørebånd.

Kan tjene deg: aluminiumhydrid (ALH3): struktur, egenskaper, bruk

Å skaffe

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

I anoden: 2Cl^- (L) => cl₂ (g) +2e^-

Kalsium blir avsatt som metall i katoden når du fanger elektroner ionisk kalsium.

I katoden: CA²⁺ (L) +2 e^-    => Ca (er)

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

6 Cao +2 Al => 3 Ca +Ca₃Til₂ENTEN₆

Cacl₂      +      2 na => ca +naCl

applikasjoner

Elementært kalsium

Kalsium brukes som tilsetningsstoff i fremstilling av glasspærer, og tilfører pæren i løpet av det første stadiet av utdyping. Det tilsettes også til slutten for å kombinere med gassene som forblir inne i pæren.

Det brukes som en desintegrator i produksjonen av metaller som kobber og stål. Kalsium- og cesiumlegering brukes i peddelene for å generere Sparkers. Kalsium er et reduserende middel, men har også deoksydasjons- og avkallingsapplikasjoner.

Kalsium brukes til fremstilling av metaller som krom, thorium, surround uran og andre fra oksydene sine. Det brukes som et legeringsmiddel for aluminium, kobber, bly, magnesium og andre grunnleggende metaller; og som deoksidant for noen høye temperaturlegeringer.

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

Kalsiumkarbonat

Det er å fylle materiale i keramikk, glass, plast og malerier, samt råstoff for kalkproduksjon. Syntetisk karbonat med høy renhet brukes i medisin som antacida og kalsiumdietttilskudd. Det brukes også som mattilsetningsstoff.

Kalsiumoksid

Kalsiumoksyd brukes i byggebransjen, og brukes i frisaden på veggene. Den blir også med på betongen. På det nittende århundre ble kalsiumoksydblokker brent for å belyse stadiene med intenst hvitt lys.

Kalk (igjen, kalsiumoksyd) brukes til å eliminere uønskede komponenter fra stål som silisiumdioksid (SIO₂) Til stede i jernmateriale. Reaksjonsproduktet er kalsiumsilikat (Casio₃) kalt "Scora".

Kalk er kombinert med vann for å danne kalsiumhydroksyd; Denne sammensatte flokulaen og synker av urenheter mot bunnen av tankene.

Det indre av skorsteinen er dekket med kalk for å eliminere emanasjoner fra fabrikker. Dermed for eksempel svoveldioksidfangst (så₂), som bidrar til surt regn, og forvandler det til kalsiumsulfitt (tilfelle₃).

Kalsiumklorid

Kalsiumklorid brukes i kontrollen av isen på veiene; Balsam for tomat til stede i hermetikk; Utvikling av bilkropper og lastebiler.

Kan tjene deg: sekundær alkohol: hva er, struktur, egenskaper, bruk

Kalsiumsulfat

Det presenteres ofte som et tilfelle₄· 2H₂Eller (gips), brukes som jordbalsam. Kalsinert gips brukes til fremstilling av fliser, brett og bånd. Det brukes også til immobilisering av beinbrudd.

Kalsiumfosfater

Kalsiumfosfater er i forskjellige former i naturen og brukes som gjødsel. Syre kalsiumsalt (CAH₂Po₄) Den brukes som gjødsel og plaststabilisator. Kalsiumfosfat er en del av beinvevet, spesielt som hydroksyapatitt.

Andre kalsiumforbindelser

Det er mange kalsiumforbindelser med forskjellige applikasjoner. For eksempel brukes kalsiumkarbid for å oppnå acetylen, brukt i sveisefakkel. Kalsiumalginat brukes som et fortykningsmiddel i matprodukter som iskrem.

Kalsiumhypokloritt brukes som en bleking, deodorant, soppdrepende og algicidalt middel.

Kalsiumpermanganat er en propellvæske for rakett. Det brukes også som et rensende middel for vann, og i tekstilproduksjon.

Biologisk funksjon

Kalsium oppfyller mange funksjoner i levende vesener:

-Griper inn i koagulasjonsfossen som faktor IV.

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

-I skjelettmuskel frigjør kalsium den hemmende virkningen av et proteinsystem på muskelsammentrekning, slik at aktin-meliosinbroer kan dannes, noe som gir sammentrekning.

-Stabiliser de ioniske kanalene til spennende celler. I en hypokalsemi aktiveres natriumkanaler, som produserer inntreden av natrium i cellene, en vedvarende sammentrekning (tetania) som kan være dødelig kan genereres.

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

Risiko og forholdsregler

Reagere eksotermisk med vann. Derfor kan det en gang gi alvorlige skader i munnen, spiserøret eller magen.

Til denne risikoarbeidere blir utsatt på stedene der kalsiumelementet oppstår eller de der applikasjoner blir gitt til metall. Forholdsregler er å beskytte med masker som unngår tilstrekkelig støv, klær og ventilasjon.

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

Overskytende kalsium akkumuleres i nyrene som forårsaker nyreberegninger og nyres nefrose. I tillegg endrer akkumulering av kalsium i veggene i blodkarene dets elastisitet, som kan være årsaken til hypertensjon, og bremse blodstrømmen og trombosen.

En grunnleggende forholdsregel er inkluderingen mellom laboratorieundersøkelser som kalsium, når du observerer legen i pasientens symptomatologiske egenskaper som gjør hyperkalsemi mistenkt og initierer riktig behandling.

Referanser

1. W. Skrog. (1921). Krystallstrukturen til kalsium. gjør jeg.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Kalsium. Hentet fra: i.Wikipedia.org
3. Advameg, inc. (2019). Kalsium. Kjemi forklarte. Gjenopprettet fra: ChemistryExplaed.com
4.  Timothy p. Hanusa. (11. januar 2019). Kalsium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: Britannica.com
5. Nasjonalt senter for bioteknologiinformasjon. (2019). Kalsium. PubChem -database. CID = 5460341. Gjenopprettet fra: Pubchem.NCBI.NLM.NIH.Gov
6. Weblements. (2019). Kalsium: det essensielle. Hentet fra: Weblements.com