In welchem Zeitraum kommt Kalzium vor? Chemische und physikalische Eigenschaften von Kalzium, seine Wechselwirkung mit Wasser

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente, mit der Ordnungszahl 20. Es wird mit dem Symbol Ca (lat. Calcium) bezeichnet. Der einfache Stoff Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall von silbrig-weißer Farbe.

Geschichte und Herkunft des Namens

Der Name des Elements stammt aus dem Lateinischen. calx (in Genitiv Calcis) – „Kalk“, „weicher Stein“. Es wurde vom englischen Chemiker Humphry Davy vorgeschlagen, der 1808 Calciummetall durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente. Die Kathode war ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Durch Elektrolyse wurde Calciumamalgam gewonnen. Durch die Destillation von Quecksilber gewann Davy ein Metall namens Kalzium.
Kalziumverbindungen – Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk – ein Produkt der Kalzinierung von Kalkstein) werden bereits vor mehreren tausend Jahren im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Feststoff. Im Jahr 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Aluminiumoxid und Kieselsäure komplexe Substanzen seien.

Quittung

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl 2 (75-80 %) und KCl oder CaCl 2 und CaF 2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:
4CaO + 2Al → CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Physikalische Eigenschaften

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist α-Ca mit kubisch flächenzentriertem Gitter (Parameter a = 0,558 nm) stabil; β-Ca mit kubisch raumzentriertem Gitter vom Typ α-Fe (Parameter a = 0,448 nm). stabiler. Die Standardenthalpie ΔH 0 des α → β-Übergangs beträgt 0,93 kJ/mol.
Mit einem allmählichen Druckanstieg beginnt es die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird aber nicht zu einem Halbleiter im eigentlichen Sinne (es ist auch kein Metall mehr). Bei einem weiteren Druckanstieg kehrt es in den metallischen Zustand zurück und beginnt supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Temperatur der Supraleitung ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft die Leitfähigkeit aller anderen Elemente bei weitem). Einzigartiges Verhalten Calcium ähnelt Strontium in vielerlei Hinsicht (d. h. Parallelen im Periodensystem bleiben erhalten).

Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Luftfeuchtigkeit, weshalb die Oberfläche von Calciummetall normalerweise mattgrau ist. Daher wird Calcium im Labor normalerweise wie andere Erdalkalimetalle in einem dicht gepackten Behälter gelagert. geschlossenes Glas unter einer Schicht Kerosin oder flüssigem Paraffin.

Staatliche Erdöltechnische Universität Ufa

Abteilung für Allgemeine und Analytische Chemie

zum Thema: „Das Element Kalzium. Eigenschaften, Herstellung, Anwendung“

Vorbereitet vom Studenten der Gruppe BTS-11-01 Prokaev G.L.

Außerordentlicher Professor Krasko S.A.

Einführung

Geschichte und Herkunft des Namens

In der Natur sein

Quittung

Physikalische Eigenschaften

Chemische Eigenschaften

Anwendungen von Calciummetall

Anwendung von Calciumverbindungen

Biologische Rolle

Abschluss

Referenzliste

Einführung

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems chemische Elemente D. I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 20. Gekennzeichnet mit dem Symbol Ca (lat. Calcium). Der einfache Stoff Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall von silbrig-weißer Farbe.

Calcium wird als Erdalkalimetall bezeichnet und wird als S-Element klassifiziert. Auf der äußeren elektronischen Ebene hat Kalzium zwei Elektronen und ergibt daher Verbindungen: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 usw. Calcium ist ein typisches Metall – es hat eine hohe Affinität zu Sauerstoff, reduziert fast alle Metalle aus ihren Oxiden und bildet eine ziemlich starke Base Ca(OH)2.

Trotz der Allgegenwärtigkeit des Elements Nr. 20 haben nicht einmal Chemiker elementares Kalzium gesehen. Dieses Metall ähnelt jedoch sowohl im Aussehen als auch im Verhalten überhaupt nicht den Alkalimetallen, deren Kontakt mit der Gefahr von Bränden und Verbrennungen verbunden ist. Es kann sicher an der Luft gelagert werden; es entzündet sich nicht durch Wasser.

Elementares Kalzium wird fast nie als Baumaterial verwendet. Dafür ist er zu aktiv. Calcium reagiert leicht mit Sauerstoff, Schwefel und Halogenen. Auch mit Stickstoff und Wasserstoff reagiert es unter bestimmten Bedingungen. Die Umgebung aus Kohlenoxiden, die für die meisten Metalle inert sind, ist für Kalzium aggressiv. Es verbrennt in einer Atmosphäre aus CO und CO2.

Geschichte und Herkunft des Namens

Kalziumverbindungen – Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk – ein Produkt der Kalzinierung von Kalkstein) werden bereits vor mehreren tausend Jahren im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Feststoff. Im Jahr 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Aluminiumoxid und Kieselsäure komplexe Substanzen seien.

In der Natur sein

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt Calcium in der Natur nicht in freier Form vor.

Kalzium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (das fünfthäufigste nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope. Calcium kommt in der Natur als Mischung aus sechs Isotopen vor: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca und 48Ca, wobei das häufigste Isotop – 40Ca – 96,97 % ausmacht.

Von den sechs natürlichen Kalziumisotopen sind fünf stabil. Kürzlich wurde entdeckt, dass ein sechstes Isotop, 48Ca, das schwerste der sechs und sehr selten ist (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187 %), einen doppelten Betazerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 durchläuft ×1019 Jahre.

IN Felsen Ach ja, und Mineralien. Der größte Teil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine (Granite, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat – Ca-Anorthit.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalksteine repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO3) bestehen. Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur weitaus seltener vor.

Calciummineralien wie Calcit CaCO3, Anhydrit CaSO4, Alabaster CaSO4 0,5H2O und Gips CaSO4 2H2O, Fluorit CaF2, Apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), Dolomit MgCO3 CaCO3 sind weit verbreitet. Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen im natürlichen Wasser bestimmt seine Härte.

Kalzium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen anreichert, bildet 385 Mineralien (die viertgrößte Anzahl an Mineralien).

Migration in der Erdkruste. Bei der natürlichen Wanderung von Kalzium spielt das „Karbonatgleichgewicht“ eine wichtige Rolle, das mit der reversiblen Reaktion der Wechselwirkung von Kalziumkarbonat mit Wasser und Kohlendioxid unter Bildung von löslichem Bikarbonat verbunden ist:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(Gleichgewicht verschiebt sich je nach Kohlendioxidkonzentration nach links oder rechts).

Biogene Migration. In der Biosphäre kommen Calciumverbindungen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). In lebenden Organismen kommt eine erhebliche Menge Kalzium vor. Somit ist Hydroxylapatit Ca5(PO4)3OH, oder in einem anderen Eintrag 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 die Basis Knochengewebe Wirbeltiere, einschließlich Menschen; Die Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen usw. bestehen aus Kalziumkarbonat CaCO3. In lebenden Geweben von Menschen und Tieren gibt es 1,4-2 % Ca (nach Massenanteil); In einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Kalziumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Interzellularsubstanz des Knochengewebes).

Quittung

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl2 (75-80 %) und KCl oder aus CaCl2 und CaF2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Es wurde auch ein Verfahren zur Herstellung von Calcium durch thermische Dissoziation von Calciumcarbid CaC2 entwickelt

Physikalische Eigenschaften

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Stabil bis 443°C α -Ca mit kubischem Gitter, höhere Stabilität β-Ca mit kubisch-raumzentriertem Gittertyp α -Fe. Standardenthalpie ΔH0 Übergang α → β beträgt 0,93 kJ/mol.

Calcium ist ein Leichtmetall (d = 1,55) mit silberweißer Farbe. Es ist härter und schmilzt bei einer höheren Temperatur (851 °C) im Vergleich zu Natrium, das im Periodensystem daneben steht. Dies wird dadurch erklärt, dass im Metall zwei Elektronen pro Calciumion vorhanden sind. Deshalb chemische Bindung Es hat eine stärkere Bindung zwischen Ionen und Elektronengas als Natrium. Bei chemische Reaktionen Valenzelektronen von Calcium werden auf Atome anderer Elemente übertragen. Dabei entstehen doppelt geladene Ionen.

Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Luftfeuchtigkeit, weshalb die Oberfläche von Calciummetall meist mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor wie andere Erdalkalimetalle meist in einem dicht verschlossenen Gefäß unter einer Schicht gelagert wird aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

In der Reihe der Standardpotentiale steht Kalzium links vom Wasserstoff. Das Standardelektrodenpotential des Ca2+/Ca0-Paares beträgt −2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert, jedoch ohne Entzündung:

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

Unter normalen Bedingungen reagiert Calcium mit aktiven Nichtmetallen (Sauerstoff, Chlor, Brom):

Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Beim Erhitzen an Luft oder Sauerstoff entzündet sich Kalzium. Calcium reagiert beim Erhitzen mit weniger aktiven Nichtmetallen (Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor und anderen), zum Beispiel:

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

Ca + 2P = Ca3P2 (Calciumphosphid),

Es sind auch Calciumphosphide der Zusammensetzungen CaP und CaP5 bekannt;

Ca + Si = Ca2Si (Calciumsilizid),

Bekannt sind auch Calciumsilizide der Zusammensetzungen CaSi, Ca3Si4 und CaSi2.

Das Auftreten der oben genannten Reaktionen geht in der Regel mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher (d. h. diese Reaktionen sind exotherm). In allen Verbindungen mit Nichtmetallen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden durch Wasser leicht zersetzt, zum Beispiel:

CaH2+ 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Das Ca2+-Ion ist farblos. Wenn der Flamme lösliche Calciumsalze zugesetzt werden, verfärbt sich die Flamme ziegelrot.

Calciumsalze wie CaCl2-Chlorid, CaBr2-Bromid, CaI2-Iodid und Ca(NO3)2-Nitrat sind in Wasser gut löslich. In Wasser unlöslich sind Fluorid CaF2, Carbonat CaCO3, Sulfat CaSO4, Orthophosphat Ca3(PO4)2, Oxalat CaC2O4 und einige andere.

Wichtig ist, dass saures Calciumcarbonat (Bicarbonat) Ca(HCO3) 2 im Gegensatz zu Calciumcarbonat CaCO3 wasserlöslich ist. In der Natur führt dies zu folgenden Prozessen. Wenn kaltes Regen- oder Flusswasser, gesättigt mit Kohlendioxid, in den Untergrund eindringt und auf Kalkstein fällt, wird deren Auflösung beobachtet:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

An den gleichen Stellen, an denen mit Kalziumbikarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche gelangt und durch die Sonnenstrahlen erhitzt wird, kommt es zu einer umgekehrten Reaktion:

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O.

Auf diese Weise werden in der Natur große Stoffmengen übertragen. Dadurch können sich unter der Erde riesige Lücken bilden und in Höhlen entstehen wunderschöne Stein-„Eiszapfen“ – Stalaktiten und Stalagmiten.

Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Wasserhärte. Es wird als vorübergehend bezeichnet, da sich beim Kochen von Wasser Bikarbonat zersetzt und CaCO3 ausfällt. Dieses Phänomen führt beispielsweise dazu, dass sich im Laufe der Zeit Kalk im Wasserkocher bildet.

Calciummetall chemisch physikalisch

Calciummetall wird hauptsächlich als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Metallen, insbesondere Nickel, Kupfer und Edelstahl, verwendet. Calcium und sein Hydrid werden auch zur Herstellung schwer reduzierbarer Metalle wie Chrom, Thorium und Uran verwendet. Calcium-Blei-Legierungen werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch zur Entfernung von Luftspuren aus Vakuumgeräten eingesetzt. Lösliche Calcium- und Magnesiumsalze verursachen die Gesamtwasserhärte. Sind sie in geringen Mengen im Wasser vorhanden, spricht man von weichem Wasser. Ist der Gehalt dieser Salze hoch, gilt Wasser als hart. Die Härte wird durch Kochen beseitigt; um das Wasser vollständig zu entfernen, wird es manchmal destilliert.

Metallothermie

Reines metallisches Calcium wird in der Metallothermie häufig zur Herstellung seltener Metalle verwendet.

Legieren von Legierungen

Mit reinem Kalzium wird Blei legiert, das zur Herstellung von Batterieplatten und wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet.

Kernfusion

Das 48Ca-Isotop ist das effektivste und am häufigsten verwendete Material für die Herstellung superschwerer Elemente und die Entdeckung neuer Elemente im Periodensystem. Beispielsweise werden bei der Verwendung von 48Ca-Ionen zur Herstellung superschwerer Elemente in Beschleunigern die Kerne dieser Elemente hunderte und tausende Male effizienter gebildet als bei der Verwendung anderer „Projektile“ (Ionen).

Anwendung von Calciumverbindungen

Calciumhydrid. Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird CaH2 (Calciumhydrid) gewonnen, das in der Metallurgie (Metallothermie) und bei der Herstellung von Wasserstoff verwendet wird Feldbedingungen.

Optische und Lasermaterialien. Calciumfluorid (Fluorit) wird in Form von Einkristallen in der Optik (astronomische Objektive, Linsen, Prismen) und als Lasermaterial verwendet. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator eingesetzt.

Calciumcarbid. Calciumcarbid CaC2 wird häufig zur Herstellung von Acetylen und zur Reduktion von Metallen sowie zur Herstellung von Calciumcyanamid verwendet (durch Erhitzen von Calciumcarbid in Stickstoff auf 1200 °C ist die Reaktion exotherm und wird in Cyanamidöfen durchgeführt). .

Chemische Stromquellen. Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. Calciumchromat-Element). Calciumchromat wird in solchen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist äußerst langfristig Lagerung (Jahrzehnte) in einem geeigneten Zustand, Fähigkeit zum Betrieb unter allen Bedingungen (Weltraum, hohe Drücke), hohe spezifische Energie nach Gewicht und Volumen. Nachteil: kurze Lebensdauer. Solche Batterien werden dort eingesetzt, wo für kurze Zeit enorme elektrische Energie erzeugt werden muss ( ballistische Raketen, manche Raumfahrzeug usw.).

Feuerfeste Materialien. Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Bestandteil von Keramikmischungen bei der Herstellung feuerfester Materialien verwendet.

Medikamente. In der Medizin beseitigen Ca-Medikamente Störungen, die mit einem Mangel an Ca-Ionen im Körper einhergehen (Tetanie, Spasmophilie, Rachitis). Ca-Präparate reduzieren die Überempfindlichkeit gegen Allergene und werden zur Behandlung allergischer Erkrankungen (Serumkrankheit, Schlaffieber etc.) eingesetzt. Ca-Präparate verringern die erhöhte Gefäßpermeabilität und wirken entzündungshemmend. Sie werden bei hämorrhagischer Vaskulitis, Strahlenkrankheit, entzündlichen Prozessen (Lungenentzündung, Pleuritis usw.) und einigen anderen eingesetzt Hautkrankheiten. Wird als blutstillendes Mittel verschrieben, um die Aktivität des Herzmuskels zu verbessern und die Wirkung von Digitalispräparaten zu verstärken, als Gegenmittel bei Vergiftungen mit Magnesiumsalzen. Zusammen mit anderen Medikamenten werden Ca-Präparate zur Wehenanregung eingesetzt. Ca-Chlorid wird oral und intravenös verabreicht.

Zu den Ca-Präparaten gehören auch Gips (CaSO4), der in der Chirurgie für Gipsverbände verwendet wird, und Kreide (CaCO3), die oral verschrieben wird erhöhter Säuregehalt Magensaft und zur Zubereitung von Zahnpulver.

Biologische Rolle

Calcium ist ein häufiger Makronährstoff im Körper von Pflanzen, Tieren und Menschen. Bei Menschen und anderen Wirbeltieren ist der größte Teil davon in Form von Phosphaten im Skelett und in den Zähnen enthalten. Aus verschiedene Formen Calciumcarbonat (Kalk) besteht aus den Skeletten der meisten Wirbellosengruppen (Schwämme, Korallenpolypen, Schalentiere usw.). Calciumionen sind an Blutgerinnungsprozessen beteiligt und sorgen für einen konstanten osmotischen Druck des Blutes. Calciumionen dienen auch als einer der universellen sekundären Botenstoffe und regulieren eine Vielzahl intrazellulärer Prozesse – Muskelkontraktion, Exozytose, einschließlich der Sekretion von Hormonen und Neurotransmittern usw. Die Calciumkonzentration im Zytoplasma menschlicher Zellen beträgt etwa 10–7 Mol. in Interzellularflüssigkeiten ca. 10− 3 mol.

Der größte Teil des Kalziums, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, ist in Milchprodukten enthalten; der Rest stammt aus Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Produkten (insbesondere Hülsenfrüchten). Die Absorption erfolgt sowohl im Dick- als auch im Dünndarm und wird durch ein saures Milieu, Vitamin D und Vitamin C, Laktose und ungesättigte Fettsäuren erleichtert. Die Rolle von Magnesium im Kalziumstoffwechsel ist wichtig; bei seinem Mangel wird Kalzium aus den Knochen „ausgewaschen“ und in den Nieren (Nierensteinen) und Muskeln abgelagert.

Aspirin, Oxalsäure und Östrogenderivate beeinträchtigen die Aufnahme von Kalzium. In Kombination mit Oxalsäure bildet Calcium wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind.

Aufgrund der Vielzahl der damit verbundenen Prozesse wird der Kalziumgehalt im Blut genau reguliert und wann richtige Ernährung Es gibt keine Kürzung. Eine längere Abwesenheit von der Diät kann zu Krämpfen, Gelenkschmerzen, Schläfrigkeit, Wachstumsstörungen und Verstopfung führen. Ein tieferer Mangel führt zu ständigen Muskelkrämpfen und Osteoporose. Missbrauch von Kaffee und Alkohol kann zu Kalziummangel führen, da ein Teil davon über den Urin ausgeschieden wird.

Übermäßige Dosen von Kalzium und Vitamin D können eine Hyperkalzämie verursachen, gefolgt von einer starken Verkalkung von Knochen und Gewebe (die sich hauptsächlich auf das Harnsystem auswirkt). Ein langfristiger Überschuss stört die Funktion des Muskel- und Nervengewebes, erhöht die Blutgerinnung und verringert die Aufnahme von Zink durch die Knochenzellen. Die maximale sichere Tagesdosis für einen Erwachsenen beträgt 1500 bis 1800 Milligramm.

Produkte Calcium, mg/100 g

Sesam 783

Brennnessel 713

Große Wegerich 412

Sardinen in Öl 330

Efeu-Budra 289

Hundsrose 257

Mandel 252

Wegerich-Lanzett. 248

Haselnuss 226

Brunnenkresse 214

Trockene Sojabohnen 201

Kinder unter 3 Jahren - 600 mg.

Kinder von 4 bis 10 Jahren – 800 mg.

Kinder von 10 bis 13 Jahren – 1000 mg.

Jugendliche im Alter von 13 bis 16 Jahren – 1200 mg.

Jugendliche ab 16 Jahren – 1000 mg.

Erwachsene im Alter von 25 bis 50 Jahren – von 800 bis 1200 mg.

Schwangere und stillende Frauen – von 1500 bis 2000 mg.

Abschluss

Kalzium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente auf der Erde. In der Natur kommt es in Hülle und Fülle vor: Aus Kalziumsalzen entstehen Gebirgszüge und Tongestein, es kommt im Meer- und Flusswasser vor und ist Bestandteil pflanzlicher und tierischer Organismen.

Stadtbewohner sind ständig von Kalzium umgeben: Fast alle wichtigen Baumaterialien – Beton, Glas, Ziegel, Zement, Kalk – enthalten dieses Element in erheblichen Mengen.

Natürlich, solche zu haben chemische Eigenschaften, Kalzium kann in der Natur nicht in freiem Zustand vorkommen. Aber Kalziumverbindungen – sowohl natürliche als auch künstliche – haben eine überragende Bedeutung erlangt.

Referenzliste

1.Redaktion: Knunyants I. L. (Chefredakteur) Chemische Enzyklopädie: in 5 Bänden – Moskau: Sowjetische Enzyklopädie, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 S.

2.Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 Seiten mit Abbildungen.

.Dotsenko V.A. - Therapeutische und präventive Ernährung. - Frage. Ernährung, 2001 – N1-S.21-25

4.Bilezikian J. P. Kalzium- und Knochenstoffwechsel // In: K. L. Becker, Hrsg.

5.M.H. Karapetyants, S.I. Drakin - General und Anorganische Chemie, 2000. 592 Seiten mit Abbildungen.

Kalzium– ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew, mit der Ordnungszahl 20. Gekennzeichnet durch das Symbol Ca (lateinisch Calcium). Der einfache Stoff Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall von silbrig-weißer Farbe.

Geschichte und Herkunft des Namens

Der Name des Elements stammt aus dem Lateinischen. calx (im Genitiv calcis) – „Kalk“, „weicher Stein“. Es wurde vom englischen Chemiker Humphry Davy vorgeschlagen, der 1808 Calciummetall durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente. Die Kathode war ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Durch Elektrolyse wurde Calciumamalgam gewonnen. Durch die Destillation von Quecksilber gewann Davy ein Metall namens Kalzium. Kalziumverbindungen – Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk – ein Produkt der Kalzinierung von Kalkstein) werden bereits vor mehreren tausend Jahren im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Feststoff. Im Jahr 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Aluminiumoxid und Kieselsäure komplexe Substanzen seien.

In der Natur sein

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt Calcium in der Natur nicht in freier Form vor.

Kalzium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (das fünfthäufigste nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope

Calcium kommt in der Natur als Gemisch aus sechs Isotopen vor: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca und 48 Ca, wobei 40 Ca das häufigste ist und 96,97 % ausmacht.

Von den sechs natürlichen Kalziumisotopen sind fünf stabil. Kürzlich wurde entdeckt, dass das sechste Isotop 48 Ca, das schwerste der sechs und sehr selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187 %), einen doppelten Betazerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 x 10 19 Jahren durchläuft.

In Gesteinen und Mineralien

Der größte Teil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine (Granite, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat – Anorthit Ca.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalksteine repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO 3) bestehen. Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur weitaus seltener vor.

Calciummineralien wie Calcit CaCO 3 , Anhydrit CaSO 4 , Alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O und Gips CaSO 4 ·2H 2 O, Fluorit CaF 2 , Apatite Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), Dolomit MgCO 3 ·CaCO 3 . Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen im natürlichen Wasser bestimmt seine Härte.

Kalzium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen anreichert, bildet 385 Mineralien (die viertgrößte Anzahl an Mineralien).

Migration in der Erdkruste

Bei der natürlichen Wanderung von Kalzium spielt das „Karbonatgleichgewicht“ eine wichtige Rolle, das mit der reversiblen Reaktion der Wechselwirkung von Kalziumkarbonat mit Wasser und Kohlendioxid unter Bildung von löslichem Bikarbonat verbunden ist:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(Gleichgewicht verschiebt sich je nach Kohlendioxidkonzentration nach links oder rechts).

Die biogene Migration spielt eine große Rolle.

In der Biosphäre

Calciumverbindungen kommen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). In lebenden Organismen kommt eine erhebliche Menge Kalzium vor. Somit ist Hydroxylapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, oder in einem anderen Eintrag 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich Menschen; Die Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen usw. bestehen aus Calciumcarbonat CaCO 3. In lebenden Geweben von Menschen und Tieren sind 1,4-2 % Ca (nach Massenanteil) enthalten; In einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Kalziumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Interzellularsubstanz des Knochengewebes).

Quittung

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl 2 (75-80 %) und KCl oder CaCl 2 und CaF 2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:

4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Chemische Eigenschaften

In der Reihe der Standardpotentiale steht Kalzium links vom Wasserstoff. Das Standardelektrodenpotential des Ca 2+ /Ca 0-Paares beträgt −2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert, jedoch ohne Entzündung:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.

Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Wasserhärte. Es wird als vorübergehend bezeichnet, da sich beim Kochen von Wasser Bikarbonat zersetzt und CaCO 3 ausfällt. Dieses Phänomen führt beispielsweise dazu, dass sich im Laufe der Zeit Kalk im Wasserkocher bildet.

Anwendung

Anwendungen von Calciummetall

Metallothermie

Reines metallisches Calcium wird in der Metallothermie häufig zur Herstellung seltener Metalle verwendet.

Legieren von Legierungen

Kernfusion

Das Isotop 48 Ca ist das effektivste und am häufigsten verwendete Material für die Herstellung superschwerer Elemente und die Entdeckung neuer Elemente im Periodensystem. Beispielsweise werden bei der Verwendung von 48 Ca-Ionen zur Herstellung superschwerer Elemente in Beschleunigern die Kerne dieser Elemente hunderte und tausende Male effizienter gebildet als bei Verwendung anderer „Projektile“ (Ionen).) wird in der Form und verwendet zur Reduktion von Metallen sowie bei der Herstellung von Cyanamid-Kalzium (durch Erhitzen von Calciumcarbid in Stickstoff auf 1200 °C ist die Reaktion exotherm und wird in Cyanamid-Öfen durchgeführt).

Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. Calciumchromat-Element). Calciumchromat wird in solchen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist eine extrem lange Haltbarkeit (Jahrzehnte) in geeignetem Zustand, die Fähigkeit zum Betrieb unter allen Bedingungen (Weltraum, hohe Drücke) und eine hohe spezifische Energie in Bezug auf Gewicht und Volumen. Nachteil: kurze Lebensdauer. Solche Batterien werden dort eingesetzt, wo für kurze Zeit enorme elektrische Energie erzeugt werden muss (ballistische Raketen, einige Raumfahrzeuge usw.).

Darüber hinaus sind Calciumverbindungen in Medikamenten zur Vorbeugung von Osteoporose und in Vitaminkomplexen für Schwangere und ältere Menschen enthalten.-

Biologische Rolle von Kalzium

Calcium ist ein häufiger Makronährstoff im Körper von Pflanzen, Tieren und Menschen. Bei Menschen und anderen Wirbeltieren ist der größte Teil davon in Form von Phosphaten im Skelett und in den Zähnen enthalten. Die Skelette der meisten Wirbellosengruppen (Schwämme, Korallenpolypen, Weichtiere usw.) bestehen aus verschiedenen Formen von Calciumcarbonat (Kalk). Calciumionen sind an Blutgerinnungsprozessen beteiligt und sorgen für einen konstanten osmotischen Druck des Blutes. Calciumionen dienen auch als einer der universellen sekundären Botenstoffe und regulieren eine Vielzahl intrazellulärer Prozesse – Muskelkontraktion, Exozytose, einschließlich der Sekretion von Hormonen und Neurotransmittern usw. Die Calciumkonzentration im Zytoplasma menschlicher Zellen beträgt etwa 10–7 Mol. in Interzellularflüssigkeiten ca. 10− 3 mol.

Der Kalziumbedarf hängt vom Alter ab. Für Erwachsene beträgt die erforderliche tägliche Aufnahme 800 bis 1000 Milligramm (mg), für Kinder 600 bis 900 mg, was aufgrund des intensiven Skelettwachstums für Kinder sehr wichtig ist. Der größte Teil des Kalziums, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, ist in Milchprodukten enthalten; der Rest stammt aus Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Produkten (insbesondere Hülsenfrüchten). Die Absorption erfolgt sowohl im Dick- als auch im Dünndarm und wird durch ein saures Milieu, Vitamin D und Vitamin C, Laktose und ungesättigte Fettsäuren erleichtert. Die Rolle von Magnesium im Kalziumstoffwechsel ist wichtig; bei seinem Mangel wird Kalzium aus den Knochen „ausgewaschen“ und in den Nieren (Nierensteinen) und Muskeln abgelagert.

Durch die Vielzahl der damit verbundenen Prozesse wird der Calciumgehalt im Blut genau reguliert und bei richtiger Ernährung kommt es nicht zu einem Mangel. Eine längere Abwesenheit von der Diät kann zu Krämpfen, Gelenkschmerzen, Schläfrigkeit, Wachstumsstörungen und Verstopfung führen. Ein tieferer Mangel führt zu ständigen Muskelkrämpfen und Osteoporose. Missbrauch von Kaffee und Alkohol kann zu Kalziummangel führen, da ein Teil davon über den Urin ausgeschieden wird.

Schwangere und stillende Frauen – von 1500 bis 2000 mg.

Calcium (lateinisch Calcium, bezeichnet mit dem Symbol Ca) ist ein Element mit der Ordnungszahl 20 und Atommasse 40.078. Es ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew. Unter normalen Bedingungen ist der einfache Stoff Kalzium ein leichtes (1,54 g/cm3), formbares, weiches, chemisch aktives Erdalkalimetall von silberweißer Farbe.

In der Natur kommt Kalzium als eine Mischung aus sechs Isotopen vor: 40Ca (96,97 %), 42Ca (0,64 %), 43Ca (0,145 %), 44Ca (2,06 %), 46Ca (0,0033 %) und 48Ca (0,185 %). Das Hauptisotop des zwanzigsten Elements – das häufigste – ist 40Ca, seine Isotopenhäufigkeit beträgt etwa 97 %. Von den sechs natürlichen Kalziumisotopen sind fünf stabil; das sechste Isotop 48Ca, das schwerste der sechs und ziemlich selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,185 %), erfährt kürzlich einen doppelten β-Zerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3∙1019 Jahre. Künstlich gewonnene Isotope mit den Massenzahlen 39, 41, 45, 47 und 49 sind radioaktiv. Am häufigsten werden sie als Isotopenindikator bei der Untersuchung von Mineralstoffwechselprozessen in einem lebenden Organismus verwendet. 45Ca, das durch Bestrahlung von metallischem Kalzium oder seinen Verbindungen mit Neutronen in einem Uranreaktor gewonnen wird, spielt eine wichtige Rolle bei der Untersuchung von Stoffwechselprozessen in Böden und bei der Untersuchung der Prozesse der Kalziumaufnahme durch Pflanzen. Dank desselben Isotops konnten Verschmutzungsquellen nachgewiesen werden verschiedene Sorten Stahl und Reinsteisen durch Calciumverbindungen während des Schmelzprozesses.

Calciumverbindungen – Marmor, Gips, Kalkstein und Kalk (ein Produkt des Kalksteinbrennens) sind seit der Antike bekannt und wurden im Bauwesen und in der Medizin häufig verwendet. Die alten Ägypter verwendeten beim Bau ihrer Pyramiden Kalziumverbindungen und die Bewohner des großen Roms erfanden Beton – aus einer Mischung aus Schotter, Kalk und Sand. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts waren Chemiker davon überzeugt, dass Kalk ein einfacher Feststoff sei. Erst 1789 schlug Lavoisier vor, dass Kalk, Aluminiumoxid und einige andere Verbindungen komplexe Substanzen seien. Im Jahr 1808 wurde Calciummetall von G. Davy durch Elektrolyse gewonnen.

Die Verwendung von Calciummetall ist mit seiner hohen chemischen Aktivität verbunden. Es wird zur Rückgewinnung von Verbindungen bestimmter Metalle verwendet, beispielsweise Thorium, Uran, Chrom, Zirkonium, Cäsium, Rubidium; zum Entfernen von Sauerstoff und Schwefel aus Stahl und einigen anderen Legierungen; zur Dehydrierung organische Flüssigkeiten; zum Aufsaugen von Restgasen in Vakuumgeräten. Darüber hinaus dient Calciummetall in einigen Legierungen als Legierungsbestandteil. Calciumverbindungen werden viel häufiger eingesetzt – sie werden im Bauwesen, in der Pyrotechnik, in der Glasherstellung, in der Medizin und in vielen anderen Bereichen eingesetzt.

Calcium ist eines der wichtigsten biogenen Elemente; es ist für die meisten lebenden Organismen für den normalen Ablauf von Lebensprozessen notwendig. Der Körper eines Erwachsenen enthält bis zu eineinhalb Kilogramm Kalzium. Es kommt in allen Geweben und Flüssigkeiten lebender Organismen vor. Das zwanzigste Element ist für die Bildung von Knochengewebe, die Aufrechterhaltung der Herzfrequenz, die Blutgerinnung, die Aufrechterhaltung einer normalen Durchlässigkeit der äußeren Zellmembranen und die Bildung einer Reihe von Enzymen notwendig. Die Liste der Funktionen, die Kalzium im Körper von Pflanzen und Tieren erfüllt, ist sehr lang. Es genügt zu sagen, dass sich in einer Umgebung ohne Kalzium nur seltene Organismen entwickeln können, während andere Organismen zu 38 % aus diesem Element bestehen ( menschlicher Körper enthält nur etwa 2 % Kalzium).

Biologische Eigenschaften

Kalzium ist eines der biogenen Elemente; seine Verbindungen kommen in fast allen lebenden Organismen vor (nur wenige Organismen sind in der Lage, sich in einer Umgebung ohne Kalzium zu entwickeln) und gewährleisten den normalen Ablauf von Lebensprozessen. Das zwanzigste Element ist in allen Geweben und Flüssigkeiten von Tieren und Pflanzen vorhanden; der größte Teil davon (in Wirbeltieren, einschließlich Menschen) ist in Form von Phosphaten (z. B. Hydroxylapatit Ca5(PO4)3OH oder 3Ca3) im Skelett und in den Zähnen enthalten (PO4)2Ca (OH)2). Die Verwendung des zwanzigsten Elements als Baumaterial für Knochen und Zähne ist darauf zurückzuführen, dass in der Zelle keine Calciumionen verwendet werden. Die Calciumkonzentration wird durch spezielle Hormone gesteuert; ihre kombinierte Wirkung bewahrt und erhält die Knochenstruktur. Die Skelette der meisten Wirbellosengruppen (Weichtiere, Korallen, Schwämme und andere) bestehen aus verschiedenen Formen von Calciumcarbonat CaCO3 (Kalk). Viele Wirbellose speichern vor der Häutung Kalzium, um ein neues Skelett aufzubauen oder lebenswichtige Funktionen sicherzustellen ungünstige Bedingungen. Tiere erhalten Kalzium aus Nahrung und Wasser sowie Pflanzen aus dem Boden und werden in Bezug auf dieses Element in Calciphile und Calcephobe unterteilt.

Die Ionen dieses wichtigen Mikroelements sind an Blutgerinnungsprozessen beteiligt und sorgen für einen konstanten osmotischen Druck des Blutes. Darüber hinaus ist Kalzium für die Bildung einer Reihe von Nährstoffen notwendig Zellstrukturen, Aufrechterhaltung der normalen Durchlässigkeit der äußeren Zellmembranen, zur Befruchtung von Eiern von Fischen und anderen Tieren, Aktivierung einer Reihe von Enzymen (vielleicht ist dieser Umstand auf die Tatsache zurückzuführen, dass Kalzium Magnesiumionen ersetzt). Calciumionen übertragen die Erregung auf die Muskelfaser, wodurch diese sich zusammenzieht, die Stärke der Herzkontraktionen erhöht, die phagozytische Funktion von Leukozyten erhöht, das System der schützenden Blutproteine aktiviert und die Exozytose, einschließlich der Sekretion von Hormonen und Neurotransmittern, reguliert. Calcium beeinflusst die Durchlässigkeit von Blutgefäßen – ohne dieses Element würden sich Fette, Lipide und Cholesterin an den Wänden der Blutgefäße ablagern. Calcium fördert die Freisetzung von Schwermetallsalzen und Radionukliden aus dem Körper und erfüllt antioxidative Funktionen. Calcium beeinflusst das Fortpflanzungssystem, hat eine Anti-Stress-Wirkung und eine antiallergische Wirkung.

Der Kalziumgehalt im Körper eines Erwachsenen (70 kg schwer) beträgt 1,7 kg (hauptsächlich in der Interzellularsubstanz des Knochengewebes). Der Bedarf an diesem Element hängt vom Alter ab: Für Erwachsene beträgt die erforderliche tägliche Aufnahme 800 bis 1.000 Milligramm, für Kinder 600 bis 900 Milligramm. Bei Kindern ist es besonders wichtig, die erforderliche Dosis für ein intensives Knochenwachstum und eine intensive Knochenentwicklung einzunehmen. Die Hauptquelle für Kalzium im Körper sind Milch und Milchprodukte; der Rest stammt aus Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Produkten (insbesondere Hülsenfrüchten). Die Aufnahme von Kalziumkationen erfolgt im Dick- und Dünndarm; die Aufnahme wird durch ein saures Milieu, die Vitamine C und D, Laktose (Milchsäure) und ungesättigte Fettsäuren erleichtert. Aspirin, Oxalsäure und Östrogenderivate wiederum verringern die Verdaulichkeit des zwanzigsten Elements erheblich. So entstehen in Verbindung mit Oxalsäure wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind. Die Rolle von Magnesium im Kalziumstoffwechsel ist groß – bei seinem Mangel wird Kalzium aus den Knochen „ausgewaschen“ und in den Nieren (Nierensteinen) und Muskeln abgelagert. Im Allgemeinen verfügt der Körper über ein komplexes System zur Speicherung und Freisetzung des zwanzigsten Elements. Aus diesem Grund wird der Kalziumgehalt im Blut genau reguliert und bei richtiger Ernährung kommt es nicht zu einem Mangel oder Überschuss. Eine langfristige Kalziumdiät kann Krämpfe, Gelenkschmerzen, Verstopfung, Müdigkeit, Schläfrigkeit und Wachstumsverzögerungen verursachen. Ein längerer Mangel an Kalzium in der Nahrung führt zur Entstehung von Osteoporose. Nikotin, Koffein und Alkohol sind einige der Ursachen für einen Kalziummangel im Körper, da sie zu dessen intensiver Ausscheidung im Urin beitragen. Ein Überschuss des zwanzigsten Elements (oder Vitamin D) führt jedoch zu negativen Folgen – es entwickelt sich eine Hyperkalzämie, deren Folge eine starke Verkalkung von Knochen und Gewebe ist (hauptsächlich das Harnsystem). Ein langfristiger Kalziumüberschuss stört die Funktion des Muskel- und Nervengewebes, erhöht die Blutgerinnung und verringert die Aufnahme von Zink durch die Knochenzellen. Arthrose, Katarakte, Probleme mit Blutdruck. Daraus können wir schließen, dass die Zellen pflanzlicher und tierischer Organismen streng definierte Verhältnisse an Calciumionen benötigen.

In der Pharmakologie und Medizin werden Calciumverbindungen zur Herstellung von Vitaminen, Tabletten, Pillen, Injektionen, Antibiotika sowie zur Herstellung von Ampullen und medizinischen Utensilien verwendet.

Es stellt sich heraus, dass dies ein ziemlich häufiger Grund ist männliche Unfruchtbarkeit ist ein Kalziummangel im Körper! Tatsache ist, dass der Spermienkopf eine pfeilförmige Formation aufweist, die vollständig aus Kalzium besteht. Bei ausreichender Menge dieses Elements kann das Spermium die Membran überwinden und die Eizelle befruchten tritt ein.

Amerikanische Wissenschaftler haben herausgefunden, dass ein Mangel an Kalziumionen im Blut zu einem geschwächten Gedächtnis und einer verminderten Intelligenz führt. So wurde beispielsweise aus dem bekannten US-Magazin Science News über Experimente bekannt, die bestätigten, dass Katzen produzieren bedingter Reflex Nur wenn ihre Gehirnzellen mehr Kalzium enthalten als ihr Blut.

Hochgeschätzt Landwirtschaft Die Verbindung Kalkstickstoff dient nicht nur als Stickstoffdünger und Harnstoffquelle – einem wertvollen Dünger und Rohstoff für die Kunstharzproduktion, sondern auch als Stoff, mit dem die Ernte von Baumwollfeldern mechanisiert werden konnte. Tatsache ist, dass die Baumwollpflanze nach der Behandlung mit dieser Verbindung sofort ihre Blätter abwirft, was es den Menschen ermöglicht, die Baumwollernte den Maschinen zu überlassen.

Wenn es um kalziumreiche Lebensmittel geht, werden immer Milchprodukte erwähnt, aber Milch selbst enthält zwischen 120 mg (Kuh) und 170 mg (Schaf) Kalzium pro 100 g; Hüttenkäse ist sogar noch schlechter – nur 80 mg pro 100 Gramm. Von den Milchprodukten enthält nur Käse 730 mg (Gouda) bis 970 mg (Emmentaler) Kalzium pro 100 g Produkt. Rekordhalter für den Gehalt des zwanzigsten Elements ist jedoch Mohn – 100 Gramm Mohn enthalten fast 1.500 mg Kalzium!

Calciumchlorid CaCl2, das beispielsweise in Kühlanlagen verwendet wird, ist ein Abfallprodukt vieler chemisch-technologischer Prozesse, insbesondere der großtechnischen Sodaproduktion. Trotz der weit verbreiteten Verwendung von Calciumchlorid in Diverse Orte, sein Verbrauch ist deutlich geringer als seine Produktion. Aus diesem Grund bilden sich beispielsweise in der Nähe von Sodafabriken ganze Seen aus Calciumchlorid-Sole. Solche Speicherteiche sind keine Seltenheit.

Um zu verstehen, wie viel Kalziumverbindungen verbraucht werden, lohnt es sich, nur einige Beispiele zu nennen. Bei der Stahlproduktion wird Kalk zur Entfernung von Phosphor, Silizium, Mangan und Schwefel eingesetzt; im Sauerstoffkonverterprozess werden 75 Kilogramm Kalk pro Tonne Stahl verbraucht! Ein weiteres Beispiel aus einem ganz anderen Bereich - Nahrungsmittelindustrie. Bei der Zuckerherstellung wird Rohzuckersirup mit Kalk zur Ausfällung von Calciumsaccharose umgesetzt. Rohrzucker benötigt also normalerweise etwa 3-5 kg Limette pro Tonne und Rübenzucker – hundertmal mehr, also etwa eine halbe Tonne Limette pro Tonne Zucker!

„Härte“ von Wasser ist eine Reihe von Eigenschaften, die darin gelöste Calcium- und Magnesiumsalze dem Wasser verleihen. Die Steifheit wird in vorübergehende und dauerhafte Steifheit unterteilt. Vorübergehende Härte oder Karbonathärte wird durch das Vorhandensein der löslichen Hydrokarbonate Ca(HCO3)2 und Mg(HCO3)2 im Wasser verursacht. Es ist sehr einfach, die Karbonathärte loszuwerden: Beim Kochen von Wasser verwandeln sich Bikarbonate in wasserunlösliche Kalzium- und Magnesiumkarbonate und fallen aus. Dauerhafte Härte entsteht durch Sulfate und Chloride derselben Metalle, deren Beseitigung jedoch wesentlich schwieriger ist. Hartes Wasser ist nicht so sehr gefährlich, weil es die Bildung von Seifenlauge verhindert und daher die Kleidung schlechter wäscht; viel schlimmer ist, dass es in Dampfkesseln und Kesselsystemen eine Kalkschicht bildet, wodurch deren Effizienz verringert wird und es zu Notsituationen kommt. Interessant ist, dass sie damals die Härte des Wassers bestimmen konnten Antikes Rom. Als Reagens wurde Rotwein verwendet – seine Farbstoffe bilden mit Calcium- und Magnesiumionen einen Niederschlag.

Der Prozess der Vorbereitung von Kalzium für die Lagerung ist sehr interessant. Calciummetall wird in Form von Stücken mit einem Gewicht von 0,5 bis 60 kg lange gelagert. Diese „Barren“ werden in Papiertüten verpackt und dann in verzinkte Eisenbehälter mit gelöteten und lackierten Nähten gelegt. Dicht verschlossene Behälter werden in Holzkisten gestellt. Stücke mit einem Gewicht von weniger als einem halben Kilogramm können nicht lange gelagert werden – wenn sie oxidiert werden, verwandeln sie sich schnell in Oxid, Hydroxid und Calciumcarbonat.

Geschichte

Calciummetall wurde erst vor relativ kurzer Zeit gewonnen – im Jahr 1808, aber die Menschheit kennt Verbindungen dieses Metalls schon seit sehr langer Zeit. Seit der Antike verwenden Menschen Kalkstein, Kreide, Marmor, Alabaster, Gips und andere kalziumhaltige Verbindungen im Bauwesen und in der Medizin. Kalkstein CaCO3 war höchstwahrscheinlich das erste vom Menschen genutzte Baumaterial. Es wurde beim Bau der ägyptischen Pyramiden und der Chinesischen Mauer verwendet. Viele Tempel und Kirchen in Russland sowie die meisten Gebäude des antiken Moskau wurden aus Kalkstein – einem weißen Stein – gebaut. Auch in alte Zeiten Ein Mensch erhielt durch das Verbrennen von Kalkstein Branntkalk (CaO), wie aus den Werken von Plinius dem Älteren (1. Jahrhundert n. Chr.) und Dioskurides, einem Arzt der römischen Armee, hervorgeht, der in dem Aufsatz „Über Medikamente„führte den bis heute erhaltenen Namen „Branntkalk“ für Kalziumoxid ein. Und das trotz der Tatsache, dass reines Calciumoxid erstmals vom deutschen Chemiker I. beschrieben wurde. Erst 1746 und 1755 stellte der Chemiker J. Black bei der Untersuchung des Brennvorgangs fest, dass der Verlust an Kalksteinmasse beim Brennen darauf zurückzuführen ist zur Freisetzung von Kohlendioxidgas:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Die ägyptischen Mörtel, die in den Pyramiden von Gizeh verwendet wurden, basierten auf teilweise dehydriertem Gips CaSO4·2H2O oder, anders ausgedrückt, Alabaster 2CaSO4∙H2O. Es ist auch die Grundlage für den gesamten Gips im Grab von Tutanchamun. Die Ägypter verwendeten gebrannten Gips (Alabaster) als Bindemittel beim Bau von Bewässerungsanlagen. Brennen von Naturgips bei hohe TemperaturenÄgyptische Bauherren versuchten, es teilweise zu entwässern, wobei nicht nur Wasser, sondern auch Schwefelsäureanhydrid aus dem Molekül abgespalten wurde. Anschließend wurde beim Verdünnen mit Wasser eine sehr feste Masse erhalten, die keine Angst vor Wasser- und Temperaturschwankungen hatte.

Die Römer können zu Recht als Erfinder des Betons bezeichnet werden, denn in ihren Bauten verwendeten sie eine Variante dieses Baustoffs – eine Mischung aus Schotter, Sand und Kalk. Es gibt eine Beschreibung von Plinius dem Älteren über den Bau von Zisternen aus solchem Beton: „Um Zisternen zu bauen, nimmt man fünf Teile reinen Kiessandes, zwei Teile besten gelöschten Kalks und Fragmente von Silex (harte Lava), die nicht mehr als a wiegen Jeweils zerstoßen, nach dem Mischen den Boden und die Seitenflächen mit den Schlägen eines Eisenstampfers verdichten. Im feuchten Klima Italiens war Beton das widerstandsfähigste Material.

Es stellt sich heraus, dass die Menschheit seit langem über Kalziumverbindungen Bescheid weiß, die sie in großem Umfang konsumiert. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk jedoch als einfachen Feststoff. Erst an der Schwelle zum neuen Jahrhundert begann die Erforschung der Natur von Kalk und anderen Kalziumverbindungen. Also schlug Stahl diesen Kalk vor komplexer Körper, bestehend aus erdigen und wässrigen Bestandteilen, und Black stellte den Unterschied zwischen Ätzkalk und kohlensäurehaltigem Kalk fest, der „feste Luft“ enthielt. Antoine Laurent Lavoisier klassifizierte Kalkerde (CaO) als eines der Elemente, d. h. einfache Substanzen Obwohl er 1789 vorschlug, dass Kalk, Magnesia, Baryt, Aluminiumoxid und Kieselsäure komplexe Substanzen sind, kann dies nur durch Zersetzung der „hartnäckigen Erde“ (Kalziumoxid) nachgewiesen werden. Und der erste, dem es gelang, war Humphry Davy. Nach der erfolgreichen Zersetzung von Kalium- und Natriumoxiden durch Elektrolyse beschloss der Chemiker, auf dem gleichen Weg Erdalkalimetalle zu gewinnen. Die ersten Versuche blieben jedoch erfolglos – der Engländer versuchte, Kalk durch Elektrolyse an der Luft und unter einer Ölschicht zu zersetzen, kalzinierte den Kalk anschließend mit metallischem Kalium in einem Rohr und führte viele weitere Experimente durch, jedoch ohne Erfolg. Schließlich gewann er in einem Gerät mit einer Quecksilberkathode durch Elektrolyse von Kalk ein Amalgam und daraus metallisches Kalzium. Schon bald wurde diese Methode der Metallgewinnung von I. Berzelius und M. Pontin verbessert.

Das neue Element erhielt seinen Namen vom lateinischen Wort „calx“ (im Genitiv calcis) – Kalk, weicher Stein. Calx war die Bezeichnung für Kreide, Kalkstein, im Allgemeinen Kieselstein, am häufigsten jedoch Mörtel auf Kalkbasis. Dieses Konzept wurde auch von antiken Autoren (Vitruv, Plinius dem Älteren, Dioskurides) verwendet und beschrieb das Brennen von Kalkstein, das Löschen von Kalk und die Herstellung von Mörsern. Später bezeichnete „calx“ im Kreis der Alchemisten das Produkt des Brennens im Allgemeinen – insbesondere von Metallen. Beispielsweise wurden Metalloxide als metallische Kalke bezeichnet, und der Brennvorgang selbst wurde als Kalzinierung bezeichnet. In der alten russischen Rezeptliteratur kommt das Wort Kal (Schmutz, Ton) vor, so heißt es in der Sammlung der Dreifaltigkeits-Sergius-Lavra (15. Jahrhundert): „Finde Fäkalien, daraus erstelle man das Gold des Tiegels.“ Erst später wurde das Wort „Kot“, das zweifellos mit dem Wort „calx“ verwandt ist, zum Synonym für das Wort „Mist“. In der russischen Literatur des frühen 19. Jahrhunderts wurde Kalzium manchmal als Basis von Kalkerde, Kalkung (Shcheglov, 1830), Verkalkung (Iovsky), Kalzium, Kalzium (Hess) bezeichnet.

In der Natur sein

Kalzium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente auf unserem Planeten – das fünftgrößte in der Natur (von den Nichtmetallen ist nur Sauerstoff häufiger – 49,5 % und Silizium – 25,3 %) und das drittgrößte unter den Metallen (nur Aluminium ist häufiger – 7,5 % und Eisen – 5,08 %). Clarke (der durchschnittliche Gehalt in der Erdkruste) an Kalzium liegt nach verschiedenen Schätzungen zwischen 2,96 Massen-% und 3,38 %, wir können mit Sicherheit sagen, dass dieser Wert bei etwa 3 % liegt. Die äußere Hülle des Calciumatoms verfügt über zwei Valenzelektronen, deren Verbindung zum Kern eher schwach ist. Aus diesem Grund ist Calcium chemisch hochreaktiv und kommt in der Natur nicht in freier Form vor. Es wandert jedoch aktiv und reichert sich in verschiedenen geochemischen Systemen an und bildet etwa 400 Mineralien: Silikate, Alumosilikate, Carbonate, Phosphate, Sulfate, Borosilikate, Molybdate, Chloride und andere, die in diesem Indikator den vierten Platz einnehmen. Beim Schmelzen basaltischer Magmen reichert sich Kalzium in der Schmelze an und wird in die Zusammensetzung der wichtigsten gesteinsbildenden Mineralien einbezogen, bei deren Fraktionierung sein Gehalt bei der Differenzierung des Magmas von basischen zu sauren Gesteinen abnimmt. Der größte Teil des Kalziums liegt im unteren Teil der Erdkruste und reichert sich in Grundgesteinen an (6,72 %); Im Erdmantel gibt es wenig Kalzium (0,7 %), wahrscheinlich sogar noch weniger Erdkern(In kernähnlichen Eisenmeteoriten enthält das zwanzigste Element nur 0,02 %).

Zwar beträgt der Kalziumgehalt in steinigen Meteoriten 1,4 % (es kommt selten vor, dass Kalziumsulfid gefunden wird), in mittelgroßen Gesteinen sind es 4,65 % und saure Gesteine enthalten 1,58 Gewichtsprozent Kalzium. Der Hauptteil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine (Granite, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat – Anorthit Ca, sowie Diopsid CaMg, Wollastonit Ca3. In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalksteine repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO3) bestehen.

Calciumcarbonat CaCO3 ist eine der am häufigsten vorkommenden Verbindungen auf der Erde – Calciumcarbonatmineralien bedecken etwa 40 Millionen Quadratkilometer Erdoberfläche. In vielen Teilen der Erdoberfläche gibt es bedeutende Sedimentablagerungen von Kalziumkarbonat, die aus den Überresten antiker Meeresorganismen – Kreide, Marmor, Kalkstein, Muschelgestein – entstanden sind – alles ist CaCO3 mit geringfügigen Verunreinigungen, und Calcit ist reines CaCO3. Das wichtigste dieser Mineralien ist Kalkstein bzw. Kalksteine – denn jede Lagerstätte unterscheidet sich in Dichte, Zusammensetzung und Menge an Verunreinigungen. Zum Beispiel Muschelgestein – Kalkstein organischen Ursprungs und Calciumcarbonat, das weniger Verunreinigungen aufweist, bildet transparente Kristalle aus Kalk oder Islandspat. Kreide ist eine weitere häufig vorkommende Art von Calciumcarbonat, Marmor, eine kristalline Form von Calcit, kommt in der Natur jedoch weitaus seltener vor. Es ist allgemein anerkannt, dass Marmor in alten geologischen Zeitaltern aus Kalkstein entstanden ist. Durch die Bewegung der Erdkruste wurden einzelne Kalksteinablagerungen unter Schichten anderer Gesteine vergraben. Unter dem Einfluss hoher Druck und Temperatur kam es zu einem Rekristallisationsprozess und der Kalkstein verwandelte sich in ein dichteres kristallines Gestein – Marmor. Bizarre Stalaktiten und Stalagmiten sind das Mineral Aragonit, eine weitere Art von Kalziumkarbonat. Es entsteht orthorhombischer Aragonit warme Meere- Riesige Schichten aus Kalziumkarbonat in Form von Aragonit bildeten die Bahamas, die Florida Keys und das Becken des Roten Meeres. Weit verbreitet sind auch Kalziumminerale wie Fluorit CaF2, Dolomit MgCO3 CaCO3, Anhydrit CaSO4, Phosphorit Ca5(PO4)3(OH,CO3) (mit verschiedenen Verunreinigungen) und Apatite Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) – Formen aus Calciumphosphat, Alabaster CaSO4 0,5H2O und Gips CaSO4 2H2O (Formen von Calciumsulfat) und anderen. Calciumhaltige Mineralien enthalten isomorph ersetzende Verunreinigungselemente (z. B. Natrium, Strontium, seltene Erden, radioaktive und andere Elemente).

Eine große Menge des zwanzigsten Elements ist in enthalten natürliche Gewässer aufgrund der Existenz eines globalen „Karbonatgleichgewichts“ zwischen schwerlöslichem CaCO3, hochlöslichem Ca(HCO3)2 und CO2 in Wasser und Luft:

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-

Diese Reaktion ist reversibel und bildet die Grundlage für die Umverteilung des zwanzigsten Elements – bei einem hohen Kohlendioxidgehalt im Wasser liegt Kalzium in Lösung, bei einem niedrigen CO2-Gehalt fällt das Mineral Calcit CaCO3 aus und bildet dicke Kalkablagerungen, Kreide , und Marmor.

Eine beträchtliche Menge Kalzium ist Bestandteil lebender Organismen, zum Beispiel Hydroxylapatit Ca5(PO4)3OH oder, in einem anderen Eintrag, 3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 – die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich des Menschen. Calciumcarbonat CaCO3 ist der Hauptbestandteil der Muscheln und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen, Korallen und sogar Perlen.

Anwendung

Calciummetall wird recht selten verwendet. Grundsätzlich wird dieses Metall (sowie sein Hydrid) bei der metallothermischen Herstellung schwer reduzierbarer Metalle verwendet – Uran, Titan, Thorium, Zirkonium, Cäsium, Rubidium und eine Reihe seltener Erdmetalle aus ihren Verbindungen (Oxide oder Halogenide). ). Calcium wird als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Nickel, Kupfer und Edelstahl verwendet. Das zwanzigste Element wird auch zur Desoxidation von Stählen, Bronzen und anderen Legierungen, zur Entfernung von Schwefel aus Erdölprodukten, zur Entwässerung organischer Lösungsmittel, zur Reinigung von Argon von Stickstoffverunreinigungen und als Gasabsorber in elektrischen Vakuumgeräten verwendet. Calciummetall wird bei der Herstellung von Gleitlegierungen des Pb-Na-Ca-Systems (für Lager) sowie einer Pb-Ca-Legierung zur Herstellung von Elektrokabelmänteln verwendet. Silicocalciumlegierung (Ca-Si-Ca) wird als Desoxidations- und Entgasungsmittel bei der Herstellung von Qualitätsstählen verwendet. Calcium wird sowohl als Legierungselement für Aluminiumlegierungen als auch als modifizierender Zusatzstoff für Magnesiumlegierungen verwendet. Beispielsweise erhöht die Zugabe von Kalzium die Festigkeit von Aluminiumlagern. Reines Calcium wird auch zur Legierung von Blei verwendet, das zur Herstellung von Batterieplatten und wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet. Mit Hilfe von Kalzium wird der Kohlenstoffgehalt im Gusseisen reguliert, Wismut aus Blei entfernt und der Stahl von Sauerstoff, Schwefel und Phosphor gereinigt. Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen elektrischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. Calciumchromat-Element).

Verbindungen des zwanzigsten Elements werden jedoch viel häufiger verwendet. Und zunächst einmal geht es um natürliche Calciumverbindungen. Eine der häufigsten Calciumverbindungen auf der Erde ist CaCO3-Carbonat. Reines Calciumcarbonat ist das Mineral Calcit, und Kalkstein, Kreide, Marmor und Muschelgestein sind CaCO3 mit geringfügigen Verunreinigungen. Gemischtes Calcium- und Magnesiumcarbonat wird Dolomit genannt. Kalkstein und Dolomit werden hauptsächlich als Baumaterialien verwendet. Straßenoberflächen oder Reagenzien, die den Säuregehalt des Bodens reduzieren. Calciumcarbonat CaCO3 ist für die Herstellung von Calciumoxid (Branntkalk) CaO und Calciumhydroxid (Löschkalk) Ca(OH)2 notwendig. CaO und Ca(OH)2 wiederum sind die Hauptstoffe in vielen Bereichen der chemischen, metallurgischen und Maschinenbauindustrie – Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Bestandteil von Keramikmischungen bei der Herstellung von feuerfesten Materialien verwendet; Es werden riesige Mengen an Calciumhydroxid benötigt Zellstoff- und Papierindustrie. Darüber hinaus wird Ca(OH)2 bei der Herstellung von Bleichmittel (ein gutes Bleich- und Desinfektionsmittel), Berthollet-Salz, Soda und einigen Pestiziden zur Bekämpfung von Pflanzenschädlingen verwendet. Große Menge Bei der Stahlproduktion wird Kalk verbraucht – um Schwefel, Phosphor, Silizium und Mangan zu entfernen. Eine weitere Rolle von Kalk in der Metallurgie ist die Herstellung von Magnesium. Kalk wird auch als Schmiermittel beim Ziehen von Stahldraht und zur Neutralisierung von schwefelsäurehaltigen Beizflüssigkeiten verwendet. Darüber hinaus ist Kalk das häufigste chemische Reagens bei der Aufbereitung von Trink- und Brauchwasser (zusammen mit Alaun- oder Eisensalzen koaguliert es Suspensionen und entfernt Sedimente und macht Wasser auch weicher, indem es vorübergehende – Bikarbonat-) Härte entfernt. Im Alltag und in der Medizin wird gefälltes Calciumcarbonat als säureneutralisierendes Mittel, als mildes Schleifmittel in Zahnpasten, als Quelle für zusätzliches Calcium in der Ernährung und als integraler Bestandteil verwendet Kaugummi und Füllstoff in Kosmetika. CaCO3 wird auch als Füllstoff in Kautschuken, Latices, Farben und Emails sowie in Kunststoffen (ca. 10 Gew.-%) verwendet, um deren Hitzebeständigkeit, Steifigkeit, Härte und Verarbeitbarkeit zu verbessern.

Dem Calciumfluorid CaF2 kommt eine besondere Bedeutung zu, da es in Form eines Minerals (Fluorit) die einzige industriell bedeutsame Fluorquelle darstellt! Calciumfluorid (Fluorit) wird in Form von Einkristallen in der Optik (astronomische Objektive, Linsen, Prismen) und als Lasermaterial verwendet. Tatsache ist, dass Gläser, die nur aus Calciumfluorid bestehen, für den gesamten Spektrumbereich durchlässig sind. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator eingesetzt. Nicht weniger wichtig ist Calciumchlorid CaCl2 – ein Bestandteil von Solen für Kühlaggregate und zum Befüllen von Reifen von Traktoren und anderen Fahrzeugen. Mit Hilfe von Kalziumchlorid werden Straßen und Gehwege von Schnee und Eis befreit; diese Verbindung wird verwendet, um Kohle und Erz beim Transport und bei der Lagerung vor dem Einfrieren zu schützen; CaCl2 wird in Betonmischungen verwendet, um den Abbindebeginn zu beschleunigen und die Anfangs- und Endfestigkeit des Betons zu erhöhen.

Künstlich hergestelltes Calciumcarbid CaC2 (durch Kalzinierung von Calciumoxid mit Koks in Elektroöfen) wird zur Herstellung von Acetylen und zur Reduktion von Metallen sowie zur Herstellung von Calciumcyanamid verwendet, das wiederum unter Einwirkung von Wasserdampf Ammoniak freisetzt. Darüber hinaus wird Kalkstickstoff zur Herstellung von Harnstoff verwendet – einem wertvollen Dünger und Rohstoff für die Herstellung von Kunstharzen. Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird CaH2 (Calciumhydrid) gewonnen, das in der Metallurgie (Metallothermie) und bei der Wasserstoffproduktion im Feld verwendet wird (aus 1 Kilogramm Calciumhydrid kann mehr als ein Kubikmeter Wasserstoff gewonnen werden). ), mit dem beispielsweise Luftballons gefüllt werden. In der Laborpraxis wird Calciumhydrid als energetisches Reduktionsmittel eingesetzt. Das Insektizid Calciumarsenat, das durch Neutralisierung von Arsensäure mit Kalk gewonnen wird, wird häufig zur Bekämpfung von Baumwollrüsselkäfern, Apfelwicklern, Tabakwürmern und Kartoffelkäfern eingesetzt. Wichtige Fungizide sind Kalksulfat-Sprays und Bordeaux-Mischungen, die aus Kupfersulfat und Calciumhydroxid hergestellt werden.

Produktion

Der erste Mensch, der Calciummetall erhielt, war der englische Chemiker Humphry Davy. Im Jahr 1808 elektrolysierte er eine Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk Ca(OH)2 mit Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente (ein in Quecksilber getauchter Platindraht fungierte als Kathode), wodurch Davy Kalzium erhielt Amalgam durch Entfernen von Quecksilber daraus , erhielt der Chemiker neues Metall, das er Kalzium nannte.

In der modernen Industrie wird freies metallisches Calcium durch Elektrolyse einer Schmelze aus Calciumchlorid CaCl2, deren Anteil 75-85 % beträgt, und Kaliumchlorid KCl (es ist möglich, eine Mischung aus CaCl2 und CaF2 zu verwenden) oder durch aluminotherme Reduktion gewonnen aus Calciumoxid CaO bei einer Temperatur von 1.170-1.200 °C. Reines wasserfreies Calciumchlorid, das für die Elektrolyse benötigt wird, wird durch Chlorierung von Calciumoxid beim Erhitzen in Gegenwart von Kohle oder durch Dehydratisierung von CaCl2∙6H2O gewonnen Salzsäure auf Kalkstein. Der elektrolytische Prozess findet in einem Elektrolysebad statt, in das trockenes Calciumchloridsalz, frei von Verunreinigungen, und Kaliumchlorid, das zur Senkung des Schmelzpunkts der Mischung erforderlich ist, gegeben werden. Über dem Bad werden Graphitblöcke platziert – als Kathode fungiert die Anode, ein mit einer Kupfer-Kalzium-Legierung gefülltes Gusseisen- oder Stahlbad. Während des Elektrolyseprozesses gelangt Kalzium in die Kupfer-Kalzium-Legierung und reichert diese erheblich an. Ein Teil der angereicherten Legierung wird ständig entfernt, stattdessen wird eine an Kalzium abgereicherte Legierung (30-35 % Ca) hinzugefügt, gleichzeitig bildet sich Chlor Chlor-Luft-Gemisch (Anodengase), das anschließend der Chlorierung von Kalkmilch zugeführt wird. Die angereicherte Kupfer-Kalzium-Legierung kann direkt als Legierung verwendet oder zur Reinigung (Destillation) geschickt werden, wo daraus durch Destillation im Vakuum (bei einer Temperatur von 1.000–1.080 °C und einem Restdruck von .) metallisches Kalzium von Kernreinheit gewonnen wird 13-20 kPa). Um hochreines Calcium zu erhalten, wird es zweifach destilliert. Der Elektrolyseprozess wird bei einer Temperatur von 680–720 °C durchgeführt. Der Punkt ist, dass dies das Meiste ist optimale Temperatur für den elektrolytischen Prozess – bei einer niedrigeren Temperatur schwimmt die mit Kalzium angereicherte Legierung an der Oberfläche des Elektrolyten und bei einer höheren Temperatur löst sich Kalzium im Elektrolyten unter Bildung von CaCl. Bei der Elektrolyse mit flüssigen Kathoden aus Legierungen aus Kalzium und Blei oder Kalzium und Zink, Legierungen aus Kalzium mit Blei (für Lager) und mit Zink (zur Herstellung von Schaumbeton) wird bei der Reaktion der Legierung mit Feuchtigkeit Wasserstoff freigesetzt und es entsteht eine poröse Struktur ) werden direkt erhalten. Manchmal wird der Prozess mit einer gekühlten Eisenkathode durchgeführt, die nur mit der Oberfläche des geschmolzenen Elektrolyten in Kontakt kommt. Wenn Kalzium freigesetzt wird, wird die Kathode allmählich angehoben und ein Stab (50–60 cm) Kalzium aus der Schmelze gezogen, der durch eine Schicht aus erstarrtem Elektrolyt vor Luftsauerstoff geschützt ist. Bei der „Touch-Methode“ entsteht stark mit Calciumchlorid, Eisen, Aluminium und Natrium verunreinigtes Calcium; die Reinigung erfolgt durch Schmelzen in einer Argonatmosphäre.

Eine andere Methode zur Herstellung von Calcium – metallothermisch – wurde bereits 1865 vom berühmten russischen Chemiker N. N. Beketov theoretisch begründet. Die aluminothermische Methode basiert auf der Reaktion:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Aus einer Mischung aus Kalziumoxid und Aluminiumpulver werden Briketts gepresst, in eine Retorte aus Chrom-Nickel-Stahl gegeben und das entstehende Kalzium bei 1.170–1.200 °C und einem Restdruck von 0,7–2,6 Pa abdestilliert. Calcium wird in Form von Dampf gewonnen, der dann an einer kalten Oberfläche kondensiert. Das aluminothermische Verfahren zur Herstellung von Kalzium wird in China, Frankreich und einer Reihe anderer Länder eingesetzt. Die Vereinigten Staaten waren die ersten, die während des Zweiten Weltkriegs die metallothermische Methode zur Herstellung von Kalzium im industriellen Maßstab einsetzten. Ebenso kann Calcium durch Reduktion von CaO mit Ferrosilicium oder Silicoaluminium gewonnen werden. Calcium wird in Form von Barren oder Platten mit einer Reinheit von 98–99 % hergestellt.

Bei beiden Methoden gibt es Vor- und Nachteile. Das elektrolytische Verfahren ist multifunktional, energieintensiv (pro 1 kg Kalzium werden 40-50 kWh Energie verbraucht) und ist zudem nicht umweltfreundlich, da es eine große Menge an Reagenzien und Materialien erfordert. Allerdings beträgt die Calciumausbeute bei dieser Methode 70–80 %, während sie bei der aluminothermischen Methode nur 50–60 % beträgt. Darüber hinaus besteht bei der metallothermischen Methode zur Gewinnung von Calcium der Nachteil, dass eine wiederholte Destillation durchgeführt werden muss, und der Vorteil ist ein geringer Energieverbrauch und das Fehlen gasförmiger und flüssiger Schadstoffemissionen.

Vor nicht allzu langer Zeit wurde ein neues Verfahren zur Herstellung von Calciummetall entwickelt – es basiert auf der thermischen Dissoziation von Calciumcarbid: Im Vakuum auf 1.750 °C erhitztes Carbid zersetzt sich zu Calciumdampf und festem Graphit.

Bis zur Mitte des 20. Jahrhunderts wurde Calciummetall in sehr geringen Mengen hergestellt, da es nahezu keine Verwendung fand. Beispielsweise wurden in den Vereinigten Staaten von Amerika während des Zweiten Weltkriegs nicht mehr als 25 Tonnen Kalzium verbraucht, in Deutschland nur 5-10 Tonnen. Erst in der zweiten Hälfte des 20. Jahrhunderts, als klar wurde, dass Kalzium ein aktives Reduktionsmittel für viele seltene und feuerfeste Metalle ist, kam es zu einem rasanten Anstieg des Verbrauchs (ca. 100 Tonnen pro Jahr) und damit einhergehend der Produktion dieses Metalls begann. Mit der Entwicklung der Nuklearindustrie, in der Kalzium als Bestandteil der metallothermischen Reduktion von Uran aus Urantetrafluorid verwendet wird (außer in den Vereinigten Staaten, wo Magnesium anstelle von Kalzium verwendet wird), steigt der Bedarf (ca. 2.000 Tonnen pro Jahr) an Element Nummer zwanzig sowie seine Produktion haben sich um ein Vielfaches erhöht. Derzeit gelten China, Russland, Kanada und Frankreich als die Hauptproduzenten von Calciummetall. Von diesen Ländern wird Kalzium in die USA, nach Mexiko, Australien, in die Schweiz, nach Japan, nach Deutschland und in das Vereinigte Königreich verschickt. Die Preise für Calciummetall stiegen stetig, bis China begann, das Metall in solchen Mengen zu produzieren, dass es auf dem Weltmarkt einen Überschuss des zwanzigsten Elements gab, was dazu führte starker Rückgang Preise.

Physikalische Eigenschaften

Was ist Calciummetall? Welche Eigenschaften hat dieses 1808 vom englischen Chemiker Humphry Davy gewonnene Element, ein Metall, dessen Masse im Körper eines Erwachsenen bis zu 2 Kilogramm betragen kann?

Der einfache Stoff Kalzium ist ein silberweißes Leichtmetall. Die Dichte von Kalzium beträgt nur 1,54 g/cm3 (bei einer Temperatur von 20 °C), was beachtlich ist geringere Dichte Eisen (7,87 g/cm3), Blei (11,34 g/cm3), Gold (19,3 g/cm3) oder Platin (21,5 g/cm3). Calcium ist sogar leichter als „schwerelose“ Metalle wie Aluminium (2,70 g/cm3) oder Magnesium (1,74 g/cm3). Nur wenige Metalle können sich einer geringeren Dichte „rühmen“ als das zwanzigste Element – Natrium (0,97 g/cm3), Kalium (0,86 g/cm3), Lithium (0,53 g/cm3). Die Dichte von Kalzium ist der von Rubidium sehr ähnlich (1,53 g/cm3). Der Schmelzpunkt von Calcium liegt bei 851 °C, der Siedepunkt bei 1.480 °C. Andere Erdalkalimetalle haben ähnliche (wenn auch etwas niedrigere) Schmelzpunkte und Siedepunkte – Strontium (770 °C und 1.380 °C) und Barium (710 °C und 1.640 °C).

Metallisches Calcium existiert in zwei allotropen Modifikationen: Bei Normaltemperaturen bis 443 °C ist α-Calcium stabil mit einem kubisch flächenzentrierten Gitter wie Kupfer, mit Parametern: a = 0,558 nm, z = 4, Raumgruppe Fm3m, Atomradius 1,97 A, ionischer Ca2+-Radius 1,04 A; im Temperaturbereich 443–842 °C ist β-Calcium mit einem kubisch raumzentrierten Gitter vom Typ α-Eisen stabil, mit Parametern a = 0,448 nm, z = 2, Raumgruppe Im3m. Die Standardübergangsenthalpie von der α-Modifikation zur β-Modifikation beträgt 0,93 kJ/mol. Der Temperaturkoeffizient der linearen Ausdehnung von Kalzium im Temperaturbereich 0–300 °C beträgt 22·10–6. Die Wärmeleitfähigkeit des zwanzigsten Elements beträgt bei 20 °C 125,6 W/(m·K) oder 0,3 cal/(cm·s·°C). Spezifische Wärme Calcium im Bereich von 0 bis 100 °C beträgt 623,9 j/(kg K) oder 0,149 cal/(g °C). Der elektrische Widerstand von Calcium beträgt bei einer Temperatur von 20° C 4,6·10-8 Ohm·m bzw. 4,6·10-6 Ohm·cm; Der Temperaturkoeffizient des elektrischen Widerstands des Elements Nummer zwanzig beträgt 4,57 · 10-3 (bei 20 °C). Calcium-Elastizitätsmodul 26 H/m2 oder 2600 kgf/mm2; Zugfestigkeit 60 MN/m2 (6 kgf/mm2); die Elastizitätsgrenze für Kalzium beträgt 4 MN/m2 oder 0,4 kgf/mm2, die Streckgrenze beträgt 38 MN/m2 (3,8 kgf/mm2); relative Dehnung des zwanzigsten Elements 50 %; Die Calciumhärte nach Brinell beträgt 200–300 MN/m2 oder 20–30 kgf/mm2. Mit einem allmählichen Druckanstieg beginnt Kalzium, die Eigenschaften eines Halbleiters aufzuweisen, wird aber nicht zu einem im eigentlichen Sinne des Wortes (gleichzeitig ist es kein Metall mehr). Bei einem weiteren Druckanstieg kehrt Kalzium in den metallischen Zustand zurück und beginnt supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Temperatur der Supraleitung ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft die Leitfähigkeit aller anderen Elemente bei weitem). Das einzigartige Verhalten von Kalzium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium (d. h. die Parallelen im Periodensystem bleiben bestehen).

Die mechanischen Eigenschaften von elementarem Kalzium unterscheiden sich nicht von den Eigenschaften anderer Mitglieder der Metallfamilie, die ausgezeichnete Strukturmaterialien sind: Hochreines Kalziummetall ist duktil, lässt sich leicht pressen und walzen, zu Draht ziehen, schmieden und lässt sich schneiden – es kann aufgeschliffen werden Drehbank. Trotz all dieser hervorragenden Eigenschaften eines Baustoffs ist Kalzium jedoch kein Baustoff – der Grund dafür ist seine hohe chemische Aktivität. Wir sollten jedoch nicht vergessen, dass Kalzium lebenswichtig ist Baumaterial Knochengewebe und seine Mineralien sind seit vielen Jahrtausenden ein Baumaterial.

Chemische Eigenschaften

Die Konfiguration der äußeren Elektronenhülle des Calciumatoms ist 4s2, was die Wertigkeit 2 des zwanzigsten Elements in Verbindungen bestimmt. Von den Atomen werden relativ leicht zwei Elektronen der äußeren Schicht abgespalten, die sich in positiv doppelt geladene Ionen verwandeln. Aus diesem Grund ist Calcium hinsichtlich der chemischen Aktivität den Alkalimetallen (Kalium, Natrium, Lithium) nur geringfügig unterlegen. Wie Letzteres interagiert Kalzium selbst bei normaler Raumtemperatur leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und feuchter Luft und wird mit einem matten grauen Film aus einer Mischung aus CaO-Oxid und Ca(OH)2-Hydroxid bedeckt. Daher wird Kalzium in einem hermetisch verschlossenen Behälter unter einer Schicht aus Mineralöl, flüssigem Paraffin oder Kerosin gelagert. Beim Erhitzen in Sauerstoff und Luft entzündet sich Kalzium, brennt mit leuchtend roter Flamme und bildet das basische Oxid CaO, eine weiße, hochfeuerbeständige Substanz mit einem Schmelzpunkt von etwa 2.600 °C. Calciumoxid wird in der Technik auch als Branntkalk oder Branntkalk bezeichnet. Es wurden auch Calciumperoxide – CaO2 und CaO4 – gewonnen. Calcium reagiert mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff (in der Reihe der Standardpotentiale befindet sich Calcium links von Wasserstoff und ist in der Lage, diesen aus Wasser zu verdrängen) und zur Bildung von Calciumhydroxid Ca(OH)2 und in kaltes Wasser die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt allmählich ab (aufgrund der Bildung einer Schicht aus schwerlöslichem Calciumhydroxid auf der Metalloberfläche):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Calcium interagiert stärker mit heißes Wasser, verdrängt schnell Wasserstoff und bildet Ca(OH)2. Calciumhydroxid Ca(OH)2 ist eine starke Base, die in Wasser schwer löslich ist. Eine gesättigte Lösung von Calciumhydroxid wird Kalkwasser genannt und ist alkalisch. An der Luft trübt sich Kalkwasser durch die Aufnahme von Kohlendioxid und die Bildung von unlöslichem Calciumcarbonat schnell ein. Trotz solch heftiger Prozesse, die bei der Wechselwirkung des zwanzigsten Elements mit Wasser ablaufen, ist das anders Alkali Metalle, verläuft die Reaktion zwischen Kalzium und Wasser weniger heftig – ohne Explosionen oder Brände. Im Allgemeinen ist die chemische Aktivität von Calcium geringer als die anderer Erdalkalimetalle.

Calcium verbindet sich aktiv mit Halogenen und bildet Verbindungen vom Typ CaX2 – in der Kälte reagiert es mit Fluor und bei Temperaturen über 400 °C mit Chlor und Brom und ergibt CaF2, CaCl2 bzw. CaBr2. Diese Halogenide bilden im geschmolzenen Zustand mit Calciummonohalogeniden vom Typ CaX – CaF, CaCl, in denen Calcium formal einwertig ist. Diese Verbindungen sind nur oberhalb der Schmelztemperaturen von Dihalogeniden stabil (sie disproportionieren beim Abkühlen unter Bildung von Ca und CaX2). Darüber hinaus interagiert Calcium, insbesondere beim Erhitzen, aktiv mit verschiedenen Nichtmetallen: Mit Schwefel entsteht beim Erhitzen Calciumsulfid CaS, letzteres fügt Schwefel hinzu und bildet Polysulfide (CaS2, CaS4 und andere); Durch die Wechselwirkung mit trockenem Wasserstoff bei einer Temperatur von 300–400 °C bildet Calcium das Hydrid CaH2 – eine ionische Verbindung, in der Wasserstoff ein Anion ist. Calciumhydrid CaH2 ist eine weiße, salzartige Substanz, die heftig mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff reagiert:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Beim Erhitzen (ca. 500 °C) in einer Stickstoffatmosphäre entzündet sich Kalzium und bildet Nitrid Ca3N2, das in zwei kristallinen Formen bekannt ist – Hochtemperatur-α und Niedertemperatur-β. Nitrid Ca3N4 wurde auch durch Erhitzen von Calciumamid Ca(NH2)2 im Vakuum erhalten. Beim Erhitzen ohne Luftzugang mit Graphit (Kohlenstoff), Silizium oder Phosphor ergibt Calcium das Calciumcarbid CaC2, die Silizide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 und die Phosphide Ca3P2, CaP und CaP3. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden durch Wasser leicht zersetzt:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Mit Bor bildet Calcium Calciumborid CaB6, mit Chalkogenen die Chalkogenide CaS, CaSe, CaTe. Bekannt sind auch die Polychalkogenide CaS4, CaS5, Ca2Te3. Calcium bildet intermetallische Verbindungen mit verschiedenen Metallen – Aluminium, Gold, Silber, Kupfer, Blei und anderen. Als energetisches Reduktionsmittel verdrängt Calcium beim Erhitzen fast alle Metalle aus ihren Oxiden, Sulfiden und Halogeniden. Calcium löst sich gut in flüssigem Ammoniak NH3 und bildet eine blaue Lösung, bei deren Verdampfung Ammoniak [Ca(NH3)6] freigesetzt wird – eine goldfarbene feste Verbindung mit metallischer Leitfähigkeit. Calciumsalze werden üblicherweise durch Reaktion hergestellt Säureoxide mit Calciumoxid, die Wirkung von Säuren auf Ca(OH)2 oder CaCO3, Austauschreaktionen in wässrigen Elektrolytlösungen. Viele Calciumsalze sind gut wasserlöslich (CaCl2-Chlorid, CaBr2-Bromid, CaI2-Iodid und Ca(NO3)2-Nitrat), sie bilden fast immer kristalline Hydrate. In Wasser unlöslich sind Fluorid CaF2, Carbonat CaCO3, Sulfat CaSO4, Orthophosphat Ca3(PO4)2, Oxalat CaC2O4 und einige andere.

Calcium befindet sich in der vierten Hauptperiode, der zweiten Gruppe, der Hauptuntergruppe, die Seriennummer des Elements ist 20. Nach dem Periodensystem von Mendelejew beträgt das Atomgewicht von Calcium 40,08. Die Formel des höchsten Oxids ist CaO. Calcium hat einen lateinischen Namen Kalzium, also ist das Atomsymbol des Elements Ca.

Eigenschaften von Kalzium als einfache Substanz

Unter normalen Bedingungen ist Kalzium ein silberweißes Metall. Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität ist das Element in der Lage, viele Verbindungen verschiedener Klassen zu bilden. Das Element ist wertvoll für technische und industrielle chemische Synthesen. Das Metall ist in der Erdkruste weit verbreitet: Sein Anteil beträgt etwa 1,5 %. Calcium gehört zur Gruppe der Erdalkalimetalle: In Wasser gelöst bildet es Alkalien, in der Natur kommt es jedoch in Form mehrerer Mineralien vor. Meerwasser enthält Kalzium in hoher Konzentration (400 mg/l).

Reines Natrium

Die Eigenschaften von Kalzium hängen von der Struktur seines Kristallgitters ab. Es gibt zwei Typen dieses Elements: kubisch-flächenzentriert und volumenzentriert. Die Art der Bindung im Molekül ist metallisch.

Natürliche Kalziumquellen:

Apatite;
Alabaster;
Gips;
Calcit;
Fluorit;
Dolomit.

Physikalische Eigenschaften von Kalzium und Methoden zur Gewinnung des Metalls

Unter normalen Bedingungen kommt Kalzium in fester Form vor Aggregatzustand. Das Metall schmilzt bei 842 °C. Calcium ist ein guter elektrischer und thermischer Leiter. Beim Erhitzen geht es zunächst in einen flüssigen und dann in einen dampfförmigen Zustand über und verliert seine metallischen Eigenschaften. Das Metall ist sehr weich und kann mit einem Messer geschnitten werden. Siedet bei 1484 °C.

Unter Druck verliert Kalzium seine metallischen Eigenschaften und seine elektrische Leitfähigkeit. Aber dann werden die metallischen Eigenschaften wiederhergestellt und die Eigenschaften eines Supraleiters erscheinen, deren Leistung um ein Vielfaches höher ist als die der anderen.

Lange Zeit war es nicht möglich, Calcium ohne Verunreinigungen zu gewinnen: Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt dieses Element in der Natur nicht in reiner Form vor. Das Element wurde Anfang des 19. Jahrhunderts entdeckt. Calcium als Metall wurde erstmals vom britischen Chemiker Humphry Davy synthetisiert. Der Wissenschaftler entdeckte die Besonderheiten der Wechselwirkung von Schmelzen fester Mineralien und Salze mit elektrischer Schock. Am häufigsten wird heute noch die Elektrolyse von Calciumsalzen (Gemische aus Calcium- und Kaliumchloriden, Gemische aus Fluorid und Calciumchlorid) durchgeführt in relevanter Weise Metall gewinnen. Calcium wird auch mithilfe der Aluminothermie, einer in der Metallurgie üblichen Methode, aus seinem Oxid gewonnen.

Chemische Eigenschaften von Kalzium

Calcium ist ein aktives Metall, das viele Wechselwirkungen eingeht. Unter normalen Bedingungen reagiert es leicht und bildet die entsprechenden binären Verbindungen: mit Sauerstoff, Halogenen. Klicken Sie hier, um mehr über Kalziumverbindungen zu erfahren. Beim Erhitzen reagiert Kalzium mit Stickstoff, Wasserstoff, Kohlenstoff, Silizium, Bor, Phosphor, Schwefel und anderen Substanzen. Im Freien interagiert es sofort mit Sauerstoff und Kohlendioxid und wird daher mit einem grauen Belag bedeckt.

Reagiert heftig mit Säuren und kann sich manchmal entzünden. In Salzen weist Calcium interessante Eigenschaften auf. Höhlenstalaktiten und Stalagmiten beispielsweise bestehen aus Kalziumkarbonat, das sich durch Prozesse im Grundwasser nach und nach aus Wasser, Kohlendioxid und Bikarbonat bildet.

Aufgrund seiner hohen Aktivität im Normalzustand wird Calcium in Laboren in einem dunklen, hermetisch verschlossenen Behälter gelagert. Glaswaren unter einer Schicht Paraffin oder Kerosin. Qualitative Reaktion für Calciumionen – Färbung der Flamme in einer satten ziegelroten Farbe.

Kalzium verfärbt sich flammenrot

Das Metall in der Zusammensetzung von Verbindungen kann durch unlösliche Niederschläge einiger Salze des Elements (Fluorid, Carbonat, Sulfat, Silikat, Phosphat, Sulfit) identifiziert werden.

Reaktion von Wasser mit Kalzium

Calcium wird in Gläsern unter einer schützenden Flüssigkeitsschicht gelagert. Um zu demonstrieren, wie die Reaktion von Wasser und Kalzium abläuft, kann man nicht einfach das Metall herausnehmen und das gewünschte Stück davon abschneiden. Im Labor lässt sich Calciummetall einfacher in Form von Spänen verwenden.

Wenn keine Metallspäne vorhanden sind und sich nur große Kalziumbrocken im Glas befinden, benötigen Sie eine Zange oder einen Hammer. Fertiges Stück Kalzium die richtige Größe in eine Flasche oder ein Glas mit Wasser geben. Kalziumspäne werden in einem Mullbeutel in eine Schüssel gegeben.

Kalzium sinkt zu Boden und die Freisetzung von Wasserstoff beginnt (zuerst an der Stelle, an der sich der frische Bruch des Metalls befindet). Allmählich wird Gas von der Oberfläche des Kalziums freigesetzt. Der Vorgang ähnelt einem heftigen Sieden, gleichzeitig bildet sich ein Niederschlag aus Calciumhydroxid (gelöschter Kalk).

Kalklöschen

Ein Stück Kalzium schwimmt auf, gefangen in Wasserstoffblasen. Nach etwa 30 Sekunden löst sich das Kalzium auf und das Wasser wird durch die Bildung einer Hydroxidsuspension trübweiß. Wird die Reaktion nicht im Becherglas, sondern im Reagenzglas durchgeführt, kann man die Freisetzung von Wärme beobachten: Das Reagenzglas wird schnell heiß. Die Reaktion von Kalzium mit Wasser endet nicht mit einer spektakulären Explosion, aber die Wechselwirkung der beiden Stoffe verläuft heftig und sieht spektakulär aus. Die Erfahrung ist sicher.

Wird der Beutel mit dem restlichen Kalzium aus dem Wasser genommen und an die Luft gehalten, kommt es nach einiger Zeit durch die ablaufende Reaktion zu einer starken Erhitzung und das restliche Kalzium in der Gaze kocht. Wenn ein Teil der trüben Lösung durch einen Trichter in ein Glas filtriert wird, bildet sich beim Durchleiten von Kohlenmonoxid CO₂ durch die Lösung ein Niederschlag. Dazu ist kein Kohlendioxid erforderlich – Sie können ausgeatmete Luft durch ein Glasröhrchen in die Lösung blasen.