CALCIUM: EIGENSCHAPPEN, STRUCTUUR, VERKRIJGEN, GEBRUIKEN - CHEMIE - 2026

Het calcium is een aardalkalimetaal dat behoort tot het periodiek systeem van de 2 (Mr. Becambara) groep. Dit metaal neemt in overvloed de vijfde plaats in onder de elementen die aanwezig zijn in de aardkorst; achter ijzer en aluminium. Het wordt weergegeven door het chemische symbool Ca en het atoomnummer is 20.

Calcium vertegenwoordigt 3,64% van de aardkorst en is met 2% van het gewicht het meest voorkomende metaal in het menselijk lichaam. Hij is niet vrij van aard; maar het maakt deel uit van talloze mineralen en chemische verbindingen.

Zeer zuiver metallisch calcium opgeslagen in minerale olie om het te beschermen tegen zuurstof en vocht. Bron: 2 × 910

Het wordt bijvoorbeeld aangetroffen in het mineraal calciet, dat op zijn beurt weer onderdeel is van kalksteen. Calciumcarbonaat is in de aarde aanwezig als marmer, dolomiet, eierschaal, koraal, parels, stalactieten, stalagmieten, maar ook in de schelpen van veel zeedieren of slakken.

Bovendien maakt calcium deel uit van andere mineralen, zoals gips, anhydriet, fluoriet en apatiet. Het is dan ook niet verwonderlijk dat het op cultureel niveau synoniem is met botten.

Bij blootstelling aan lucht wordt calcium bedekt met een gelige coating, het product van een mengsel van calciumoxide, nitride en hydroxide. Pas gesneden is het oppervlak echter glanzend, zilverachtig witachtig. Het is zacht met een hardheid op de schaal van Mohs van 1,75.

Calcium vervult talrijke functies bij levende wezens, waaronder het maakt deel uit van verbindingen die de structuur en het functioneren van het botstelsel bepalen; het grijpt in in de stollingscascade door verschillende stollingsfactoren te activeren, geïdentificeerd als Factor IV.

Bovendien is calcium betrokken bij spiercontractie, waardoor samentrekkende eiwitten (actine en myosine) kunnen worden verenigd; en vergemakkelijkt de afgifte van sommige neurotransmitters, waaronder acetylcholine.

Chemisch gezien neemt het bijna altijd deel aan zijn organische of anorganische verbindingen zoals het tweewaardige kation Ca ²⁺ . Het is een van de kationen met het hoogste coördinatiegetal, dat wil zeggen dat het tegelijkertijd met meerdere moleculen of ionen kan interageren.

Geschiedenis

In oude tijden

Calciumverbindingen zoals kalk (CaO) of gips (CaSO ₄ ) worden al millennia door de mens gebruikt, waarbij ze hun chemische structuur negeren. Kalk als bouwmateriaal en gips voor het maken van de sculpturen werden 7.000 jaar voor Christus gebruikt

In Mesopotamië werd een kalkoven gevonden die werd gebruikt in 2500 v.Chr. In een nabije periode werd gips gebruikt tijdens de bouw van de Grote Piramide van Gizeh.

Identificatie en isolatie

Joseph Black (1755) legde uit dat kalk lichter is dan de kalksteen (calciumcarbonaat) waaruit het afkomstig is. Dit komt omdat het kooldioxide verliest tijdens het verwarmen.

Antoine Lavoiser (1787) concludeerde dat kalk een oxide van een onbekend chemisch element moet zijn.

Sir Humphrey Davy (1808) deed precies in het jaar dat hij borium ontdekte hetzelfde met calcium met behulp van de elektrolysetechniek, gebruikt door Jakar Berzelius en Magnus Martin.

Davy isoleerde calcium en magnesium met behulp van hetzelfde experimentele ontwerp. Hij mengde het calciumoxide met het kwik (II) oxide op een platinaplaat, gebruikt als anode (+), terwijl de kathode (-) een platinadraad was die gedeeltelijk ondergedompeld was in kwik.

Elektrolyse produceerde een amalgaam van calcium en kwik. Om het calcium te zuiveren, werd het amalgaam gedestilleerd. Er werd echter geen zuiver calcium verkregen.

Eigendommen

Fysieke beschrijving

Zilverachtig witachtig metaal, verandert in grijsachtig wit bij blootstelling aan lucht. In vochtige lucht wordt het troebel blauwgrijs. Vast of droog poeder. Kristalstructuur gecentreerd op het gezicht.

Atoomgewicht

40,078 g / mol.

Smeltpunt

842 ° C.

Kookpunt

1.484 ° C.

Dichtheid

-1,55 g / cm ³ bij kamertemperatuur.

-1,378 g / cm ³ in vloeibare toestand bij smp.

Warmte van fusie

8,54 kJ / mol.

Warmte van verdamping

154,7 kJ / mol.

Molaire calorische capaciteit

25.929 J / (mol.K).

Specifieke calorische capaciteit

0,63 J / gK

Elektronegativiteit

1.0 op de schaal van Pauling

Ionisatieenergie

-Eerste ionisatie 589,8 kJ / mol

-Tweede ionisatie 1.145 kJ / mol

-Derde ionisatie 4.912 kJ / mol

-Vierde ionisatie 6.490,57 kJ / mol en er zijn nog 4 ionisatie-energieën.

Atomaire radio

197 uur

Covalente straal

176 ± 22 uur

Thermische uitzetting

22,3 µm / m · K bij 20 ° C

Thermische geleiding

201 W / m K.

Elektrische weerstand

336 nΩ · m bij 20 ° C.

Hardheid

1,75 op de schaal van Mohs.

Isotopen

Calcium heeft 6 natuurlijke isotopen: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca en ⁴⁸ Ca, en 19 radioactieve synthetische isotopen. De meest voorkomende isotopen zijn ⁴⁰ Ca (96,94%), ⁴⁴ Ca (2,086%) en ⁴² Ca (0,647%).

Reactiviteit

Calcium reageert spontaan met water en produceert calciumhydroxide en waterstofgas. Reageert met zuurstof en stikstof in de lucht en produceert respectievelijk calciumoxide en calciumnitride. Bij het splitsen brandt het spontaan in de lucht.

Wanneer calcium wordt verwarmd, reageert het met waterstof om een ​​halogenide te vormen. Het reageert ook met alle halogenen om halogeniden te vormen. Het reageert ook met boor, zwavel, koolstof en fosfor.

Structuur en elektronenconfiguratie van calcium

Calciumatomen zijn verbonden door metalen bindingen, die hun twee valentie-elektronen bijdragen aan het getij van elektronen. Dus de interactie tussen de Ca-atomen en de resulterende elektronische banden definieert uiteindelijk een kristal met een kubusvormig gecentreerd vlak (ccc, in het Spaans; of fcc, in het Engels, voor vlakgecentreerd kubisch).

Als dit calcium-ccc-kristal wordt verwarmd tot een temperatuur van ongeveer 450 ° C, ondergaat het een overgang naar de hcp-fase (compact hexagonaal of meest gepakte hexagonaal). Met andere woorden, de structuur wordt dichter, alsof de beweging van elektronen en de trillingen van de atomen de afstand die hen scheidt, samentrekt.

Het calciumatoom heeft de volgende elektronische configuratie:

4s ²

Wat zou verklaren dat de twee valentie-elektronen voor dit metaal afkomstig zijn uit de buitenste 4s-orbitaal. Wanneer het deze verliest, wordt het tweewaardige kation Ca ^{2+ gevormd} , iso-elektronisch ten opzichte van het edelgas argon; dat wil zeggen, zowel Ar als Ca ²⁺ hebben hetzelfde aantal elektronen.

Het zijn de 4s-orbitalen van calcium die samen de valentieband van deze kristallen vormen. Hetzelfde gebeurt met de lege 4p-orbitalen, die een geleidingsband vormen.

Het verkrijgen van

Calcium wordt commercieel geproduceerd door de elektrolyse van gesmolten calciumchloride. Bij de elektroden treden de volgende reacties op:

Aan de anode: 2Cl ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Calcium wordt als metaal op de kathode afgezet door elektronen uit ionisch calcium op te vangen.

Aan de kathode: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (s)

Op kleine schaal kan calcium worden geproduceerd door calciumoxide te verminderen met aluminium, of calciumchloride met metallisch natrium.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

Toepassingen

Elementair calcium

Calcium wordt gebruikt als een additief bij de vervaardiging van glazen bollen en wordt tijdens de eerste productiefase aan de bol toegevoegd. Het wordt ook aan het einde toegevoegd, zodat het wordt gecombineerd met de gassen die in de bol zijn achtergebleven.

Het wordt gebruikt als desintegrator bij de productie van metalen zoals koper en staal. De legering van calcium en cesium wordt gebruikt in de vuurstenen van de aanstekers om de vonken te genereren. Calcium is een reductiemiddel, maar het heeft ook deoxidatie- en deoxidatietoepassingen.

Calcium wordt gebruikt bij de bereiding van metalen zoals chroom, thorium, uranium, zirkonium en andere uit hun oxiden. Het wordt gebruikt als legeringsmiddel voor aluminium, koper, lood, magnesium en andere onedele metalen; en als desoxidatiemiddel voor sommige legeringen op hoge temperatuur.

Calcium in legering met lood (0,04%) dient als omhulsel voor telefoonkabels. Het wordt gebruikt in legering met magnesium in orthopedische implantaten om hun levensduur te verlengen.

Calciumcarbonaat

Het is een vulstof in keramiek, glas, kunststoffen en verf, evenals een grondstof voor de productie van kalk. Hoogzuiver synthetisch carbonaat wordt medicinaal gebruikt als antacidum en calciumsupplement in de voeding. Het wordt ook gebruikt als additief in voedsel.

Calcium oxide

Calciumoxide wordt gebruikt in de bouwsector en wordt gebruikt bij het fineren van muren. Het is ook verwerkt in beton. In de 19e eeuw werden blokken calciumoxide verbrand om de podia met intens wit licht te verlichten.

Kalk (nogmaals, calciumoxide) wordt gebruikt om ongewenste componenten zoals siliciumdioxide (SiO ₂ ) aanwezig in ijzermateriaal uit staal te verwijderen. Het product van de reactie is calciumsilicaat (CaSiO ₃ ) genaamd "slak".

Kalk combineert met water om calciumhydroxide te vormen; Deze verbinding vlokt uit en zinkt, waardoor onzuiverheden naar de bodem van de tanks worden gesleept.

Het interieur van de schoorstenen is bekleed met kalk om dampen uit de fabrieken te verwijderen. Het vangt bijvoorbeeld zwaveldioxide (SO ₂ ) op, dat bijdraagt ​​aan zure regen, en zet het om in calciumsulfiet (CaSO ₃ ).

Calciumchloride

Calciumchloride wordt gebruikt om ijs op wegen te bestrijden; conditioner voor de in conserven aanwezige tomaat; fabricage van carrosserieën voor auto's en vrachtwagens.

Calciumsulfaat

Het wordt gewoonlijk gepresenteerd als CaSO ₄ · 2H ₂ O (gips) en wordt gebruikt als bodemverbeteraar. Gecalcineerd gips wordt gebruikt bij de vervaardiging van tegels, planken en latten. Het wordt ook gebruikt voor de immobilisatie van botbreuken.

Calciumfosfaten

Calciumfosfaten komen in verschillende vormen voor in de natuur en worden gebruikt als meststof. Het zure calciumzout (CaH ₂ PO ₄ ) wordt gebruikt als meststof en stabilisator voor kunststoffen. Calciumfosfaat wordt aangetroffen als onderdeel van botweefsel, vooral als hydroxyapatiet.

Andere calciumverbindingen

Er zijn tal van calciumverbindingen met verschillende toepassingen. Calciumcarbide wordt bijvoorbeeld gebruikt om acetyleen te verkrijgen, dat wordt gebruikt in lastoortsen. Calciumalginaat wordt gebruikt als verdikkingsmiddel in voedingsproducten zoals ijs.

Calciumhypochloriet wordt gebruikt als bleekmiddel, deodorant, fungicide en algicide.

Calciumpermanganaat is een vloeistof voor raketstuwstof. Het wordt ook gebruikt als waterzuiveringsmiddel en bij de productie van textiel.

Biologische functie

Calcium vervult tal van functies bij levende wezens:

-Het grijpt in in de coagulatiecascade als Factor IV.

-Het is nodig voor de activering van verschillende stollingsfactoren, waaronder trombine.

-In skeletspieren geeft calcium de remmende werking van een eiwitsysteem op spiercontractie af, waardoor actine-myosinebruggen kunnen worden gevormd, wat contractie veroorzaakt.

-Stabiliseert de ionenkanalen van prikkelbare cellen. Bij hypocalciëmie worden natriumkanalen geactiveerd, waardoor natrium de cellen binnendringt en een aanhoudende contractie (tetanie) kan worden gegenereerd die fataal kan zijn.

-Bovendien bevordert calcium de afgifte van de neurotransmitter acetylcholine aan de presynaptische uiteinden.

Risico's en voorzorgsmaatregelen

Reageert exotherm met water. Daarom kan het na inname ernstig letsel aan de mond, slokdarm of maag veroorzaken.

Werknemers worden aan dit risico blootgesteld op plaatsen waar het element calcium wordt geproduceerd of waar metaal wordt aangebracht. De voorzorgsmaatregelen zijn om zichzelf te beschermen met maskers die het inademen van stof, kleding en voldoende ventilatie vermijden.

Hypercalciëmie is buitengewoon gevaarlijk en kan voornamelijk worden veroorzaakt door overmatige afscheiding van bijschildklierhormoon of een overdreven inname van vitamine D. Overmatige calciuminname, bijvoorbeeld meer dan 2,5 g / dag, is zelden een oorzaak van hypercalciëmie. .

Overtollig calcium hoopt zich op in de nieren en veroorzaakt nierstenen en niernefrose. Bovendien verandert de ophoping van calcium in de wanden van de bloedvaten hun elasticiteit, wat de oorzaak kan zijn van hypertensie, vertraagde bloedstroom en trombose.

Een fundamentele voorzorgsmaatregel is het opnemen van calcemie in de laboratoriumtests, wanneer de arts kenmerken in de symptomen van de patiënt waarneemt die hem hypercalciëmie doen vermoeden en de juiste behandeling starten.

Referenties

1. W. Hull. (1921). De kristalstructuur van calcium. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Wikipedia. (2019). Calcium. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Advameg, Inc. (2019). Calcium. Chemie uitgelegd. Hersteld van: chemistryexplained.com
4. Timothy P. Hanusa. (11 januari 2019). Calcium. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
5. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Calcium. PubChem-database. CID = 5460341. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Calcium: de essentie. Hersteld van: webelements.com