Kaltsium

Allikas: Vikipeedia
Jump to navigation Jump to search
Kaltsium
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Kaltsium inertses keskkonnas
Üldised omadused
Keemiline valem Ca
Välimus Hõbehall, tahkis
Füüsikalised omadused
Molekuli mass 40,078 amü
Sulamistemperatuur 1757,15 K (1484 °C)
Keemistemperatuur 1115,15 K (842 °C)
Tihedus 1550 kg/m³
Termokeemia
Sgaas 158,884 J/mol·K
Stahke 41,59 J/mol·K
Kasutatakse SI-süsteemi ühikuid. Kui pole teisiti öeldud, eeldatakse normaaltingimusi.
20



2
8
8
2
Ca
40,08
Kaltsium

Kaltsium on keemiline element järjenumbriga 20, pehme, halli värvusega leelismuldmetall, mida looduses vabal kujul ei esine. Kaltsiumiioon on keemilistes ühendites tüüpiliselt oksüdatsiooniastmega 2+.

Selle elemendi avastas inglise keemik Humphry Davy 1808. aastal.

Kaltsium on maakoores massi poolest levikult viies element hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel. Cl, Na, Mg ja SO4 järel on Ca viies lahustunud ioon merevees nii massi kui ka molaarsuse poolest.

Kaltsium on elusorganismidele väga oluline mineraalaine, eriti oluline on see raku füsioloogias, kus kaltsiumiiooni (Ca) liikumine tsütoplasmasse ja sellest välja toimib olulise signaalina mitmetes rakuprotsessides. Kuna kaltsium on oluline mineraal luude, hammaste ning kodade ehituses on see massi poolest levinuim metall paljudes loomades.

Sisukord

Omadusedmuuda lähteteksti

Leekreaktsioon. Leegi oranžikaspunane värvus tuleneb kaltsiumist

Keemia poolest on kaltsium üks reaktiivsemaid ning pehmemaid metalle (see on küll pisut kõvem kui plii, kuid seda on võimalik noaga lõigata).

Kaltsium on metalne, hõbedane element, mida saab eraldada sulatatud kaltsiumkloriidi soolast elektrolüüsi teel. Sattudes kokku õhuga, moodustab nõndaviisi valmistatud kaltsium kiirelt kaitsva, hallikasvalge oksiidi- ja nitriidikihi.

Oma põhivormis olevat kaltsiumi (tüüpiliselt killud või laastud) on isegi magneesiumist keerulisem süüdata, kuid kui see õnnestub, põleb kaltsium õhu käes intensiivse, oranžikaspunase leegiga.

Metallilise kaltsiumi ja vee kokkupuutel toimub kiire reaktsioon, mille saaduseks on divesinik. Kuna kaltsiumi reaktsioon veega on kiire, kuid pole nii eksotermiline (ei vabane nii palju soojusenergiat) kui vee reaktsioon liitiumi, kaaliumi või naatriumiga, kasutatakse seda divesiniku tootmiseks.

Võrreldes teiste leelismetallidega, on kaltsiumi ja vee vaheline reaktsioon aeglasem osalt seetõttu, et reaktsioonil tekkiv lahustumatu, valge kaltsiumhüdroksiid takistab vee ligipääsu metallilisele kaltsiumile.

Hapete vesilahustes reageerib kaltsium energiliselt, moodustades soola.

Kaltsium on oma 1,55 g/cm tihedusega kergeim leelismuldmetall, kuigi tema aatommass on suurem kui samas rühmas kõrgemal olevatel, kuid tihedamatel magneesiumil (1,74 g/cm ) ja berülliumil (1,85 g/cm). Rühmas allapoole, alates strontsiumist leelismuldmetallide tihedus ning aatommass kasvab.

Kaltsiumil on kaks allotroopi: tahktsentreeritud kuubiline, mis eksisteerib kuni 464 °C ning ruumtsentreeritud kuubiline süngoonia, mis eksisteerib 464 °C kuni sulamistemperatuurini.

India piison looduslikus lakukivi maardlas

Kaltsiumi sulamistemperatuur on 1848 °C.

Kaltsiumil on suurem elektriline takistus ehk väiksem elektrijuhtivus kui vasel või alumiiniumil, kuid kaltsiumi reaalset kasutamist elektriseadmetes takistab selle suur reaktiivsus õhuga kokkupuutel.

Kaltsiumiiooni (Ca) ja selle soolade lahused on värvitud ning enamik lahustub vees. Erandid on kaltsiumhüdroksiid, kaltsiumsulfaat, kaltsiumkarbonaat ja kaltsiumfosfaat.

Maitse poolest tundub lahustunud kaltsiumiioon inimesele pisut soolane ning hapukas. Paljud loomad tunnevad kaltsiumi maitset ning osad kasutavad seda meelt, et leida vajalikke mineraalaineid looduslikest lakukivi maardlatest.

Kaltsium on oluline osa loomade luude struktuuris. Kaltsiumil on suhteliselt suur aatomnumber, see on põhjus, miks röntgenikiired luud ei läbi, tänu sellele nähtusele on võimalik teha röntgenipilte.

Kaltsiidi kristallid dolomiidil

Esinemine loodusesmuuda lähteteksti

Kaltsiumi looduses puhtal kujul ei leidu. Harilikult leidub seda settekivimites olevate mineraalide koostises, näiteks kaltsiidis, dolomiidis ja kipsis. Samuti leidub kaltsiumi süva- ja moondekivimites, eeskätt silikaatsetes mineraalides: plagioklassides, amfiboolides, pürokseenides ja granaatides.

Isotoobidmuuda lähteteksti

Kaltsiumil on viis stabiilset isotoopi: Ca, Ca, Ca, Ca ja Ca, lisaks veel üks isotoop Ca, millel on nii pikk poolestusaeg, et praktilistes rakendustes võib ka seda stabiilseks nimetada.

Kaltsiumil on ka kosmiline isotoop, radioaktiivne Ca, mille poolestusaeg on 103 000 aastat. Erinevalt kosmilistest isotoopidest, mis tekivad atmosfääris, tekib Ca Ca neutronaktivatsioonil, umbes meetripaksuses pealmises mullakihis, seal, kus kosmiline neutronite voog on piisavalt tugev. Ca on tähtis uurimisobjekt stellaarastronoomias kuna see laguneb K-ks, mis on väga oluline indikaator päikesesüsteemi anomaaliate kohta.

Ülejäänud 18 isotoopi vahemikus Ca - Ca on väga ebastabiilsed, nende poolestusaeg jääb vahemikku 35 nanosekundit kuni 163 päeva.

Kõige levinumat Ca on looduses 97% kõigist kaltsiumi isotoopidest. Selle tuumas on 20 prootonit ja 20 neutronit. See on ühtlasi kõige raskem stabiilne isotoop millel on võrdne arv prootoneid ja neutroneid. Supernoovas tekib kaltsium-40 süsiniku reaktsioonist mitmete α-osakestega (heeliumi tuumadega), kuni Ca on sünteesitud.

Ca kasutatakse K-Ca dateerimistehnikas, kus kivimis määratakse K lagunemise hulk Ca-ks ning arvutuste teel, teades K poolestusaega, selle esialgset sisaldust kivimis ning tekkinud tütarelemendi hulka, leitakse kivimi vanus.

Geokeemiline ringlusmuuda lähteteksti

Lubjakivi astangud Pamukkales, Türgis

Kaltsium on oluline lüli tektoonika, kliima ning süsinikuringe vahel. Mägede kerkimisel isostaatilise liikumise tõttu paljastuvad kaltsiumit sisaldavad kivimid keemilisele murenemisele. Seejärel vabanevad Ca ioonid pinnavette, mis viib ioonid ookeanisse, kus need reageerivad lahustunud süsihappegaasiga (CO2) moodustades lubjakivi põhikoostisosa – kaltsiumkarbonaadi. Selle protsessi tulemuseks on see, et iga kaltsiumiioon eemaldab atmosfäärist või ookeanist ühe süsinikdioksiidi molekuli, salvestades selle ookeanipõhja kivimitesse, mis püsivad seal sadu miljoneid aastaid. See tähendab, et kaltsiumiiooni vabanemine kivimitest "puhastab" atmosfääri süsihappegaasist, avaldades pikaajalist mõju Maa kliimale, takistades kasvuhooneefekti suurenemist.

Tegelik reaktsioon on pisut keerukam ning sisaldab vesinikkarbonaatiooni (HCO3-) teket, kuna merevee pH juures on süsihappegaas just vesinikkarbonaadi kujul:

Ca + 2HCO3 → CaCO3(lubjakivi) + CO2 + H2O

Kasutusviisidmuuda lähteteksti

Kaltsiumit kasutatakse :

Kaltsiumiühendidmuuda lähteteksti

Karbiidlamp

Viitedmuuda lähteteksti

  1. Dickson, A. G. ja Goyet, C.. "Handbook of method for the analysis of the various parameters of the carbon dioxide system in sea water, version 2". 1997. ORNL/CDIAC-74. Failitüüp: PDF. Vaadatud 18.09.2013. Inglise.
  2. Pauling, Linus (1970). General Chemistry. Dover Publications. p. 627. ISBN 0-7167-0149-9. 
  3. Theodore Gray. The Elements. Page 55
  4. J. F. Smith, O. N. Carlson, and R. W. Vest.. "Allotropic Modifications of Calcium". 1956. J. Electrochem. Soc.. Failitüüp: PDF. Vaadatud 19.09.2013. Inglise.
  5. Tordoff, M. G. "Calcium: Taste, Intake, and Appetite". (osa 81/4). 2001. Physiological Reviews. Failitüüp: PDF. Vaadatud 30.09.2013. Inglise.
  6. Berner,R. "The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition". (Väljaanne 426). 2003. Nature. Vaadatud 30.09.2013. Inglise.
  7. Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press.

Kirjandusmuuda lähteteksti

  • Calcium in Plants, Ann Bot (2003) 92 (4): 487-511, doi: 10.1093/aob/mcg164, 21. august 2003

allikas: http://et.wikipedia.org/wiki/Kaltsium
tekst on kasutatav vastavalt Creative Commons Attribution-ShareAlike litsentsile.

Navigeerimismenüü