Кальций

Словарь Брокгауза и Ефрона Большая Советская энциклопедия Словарь форм слова Толковый словарь Даля Толковый словарь Ожегова Малый академический словарь Толковый словарь Ушакова Толковый словарь Ефремовой Большой энциклопедический словарь Современная энциклопедия Энциклопедия Брокгауза и Ефрона Энциклопедия Брокгауза и Ефрона Большой англо-русский и русско-английский словарь Англо-русский словарь технических терминов Большой немецко-русский и русско-немецкий словарь Большой немецко-русский и русско-немецкий словарь Большой французско-русский и русско-французский словарь Большой испано-русский и русско-испанский словарь Большой итальяно-русский и русско-итальянский словарь Физическая энциклопедия Сельскохозяйственный словарь-справочник Научно-технический энциклопедический словарь Медицинская энциклопедия Энциклопедия Кольера Химическая энциклопедия Энциклопедический словарь Геологическая энциклопедия Большой энциклопедический политехнический словарь Большая политехническая энциклопедия Русско-английский политехнический словарь Dictionnaire technique russo-italien Русско-украинский политехнический словарь Русско-украинский политехнический словарь Естествознание. Энциклопедический словарь Юридическая энциклопедия

Словарь Брокгауза и Ефрона

(хим.) — металл, содержащийся в извести, означается Са, вес атома Са = 40. Сильно распространен в природе повсюду. В коренных каменистых породах содержится в виде кремнеземистых минералов, подобных пироксенам (см.), амфиболам (см) и т. п., в осадочных преимущественно в виде известняков (см.), мрамора (см.), доломита (см.), известкового шпата (см.), мергелей и т. п., где содержится углеизвестковая соль СаСО3, служащая для добывания извести СаО или окиси К.; в осадочных же породах К. часто входит в виде гипса (см.) или водной серно-известковой соли CaSO42H2O. Известь содержится также во всех обычных почвах (см.), где составляет необходимую составную часть, поглощаемую растениями; без известковых соединений они произрастать не могут. Из почвы известь извлекается водой в виде раствора в избытке воды, содержащей углекислоту. Если взять раствор извести (известковую воду) и пропускать в нее углекислый газ, то сперва образуется осадок углеизвестковой соли СаСО3, почти не растворимой в воде, а потом (при дальнейшем пропускании углекислоты) осадок вновь весь растворяется. Такие воды образуются очень часто в природе и относятся к числу жестких (см. Вода) вод, иногда же являются воды, насыщенные углекислотой, и если они протекают под землею через известняки, то насыщают известковой солью и тогда, выступив на земную поверхность, осаждают ноздреватый известняк (см. Туфы). В обычных водах рек всегда содержится более или менее такой растворенной известковой соли, а потому в морях и океанах скопляется много известковых солей. Часть их осаждается на дно в осадочные породы, часть поступает в число морских растений, а особенно животных, и после их смерти отлагается также на дно океана. Особенно много углеизвестковой соли поглощается слизняками, имеющими раковины, потому что раковины почти нацело состоят из углеизвестковой соли, а потому некоторые из осажденных в море известковых пород представляют не что иное, как собрание раковин. Таков, напр., известняк, на котором стоит г. Одесса. Но и в теле высших животных, особенно в их костях (см.), содержится много извести, преимущественно в виде фосфорной соли Са3P2O8. Поэтому и кровь содержит между зольными своими частями всегда известь. Словом, К. в виде солей извести весьма широко распространен в природе и играет в ней важную роль. В этом отношении к нему приближается сходный с ним магний (см.). Оба они, судя по спектральным исследованиям (см.), находятся на солнце и звездах. Главные спектральные линии, свойственные К., имеют длину (в миллионных долях миллиметра) волны: 646, 642, 612, 559, 445, 442, 423, 397 и 393; общий цвет светящих паров К. красновато-желтый, но далеко не столь якро-красный, как у стронция, и не столь желтый, как у натрия. По своему химическому характеру К. относится к числу двуэквивалентных щелочноземельных металлов, образует соли состава СаХ2(где Х = ОН, Cl,1/2O и т. п.) и основную окись СаО; металлоорганических же соединений не дает и относится по периодической системе ко второй группе из числа элементов 4-го ряда, где следует вслед за калием; К = 39. Ближайшими аналогами К. должно считать магний (см.), стронций (см.) и барий (см.). Общие признаки (см. Щелочноземельные металлы) группы этих металлов позволяют ограничить изложение лишь указанием некоторых соединений К.

Металлический К. получен Деви, подобно натрию, действием гальванического тока. Уголь в жару печей и даже в жару, развиваемом гремучим газом, не восстановляет извести в металл, но в жару электрической печи (2500° — 3500°) известь плавится и восстановляется углем (Муассан), образуя при этом углеродистый К. С2Ca, который отвечает ацетилену С2H2. При действии тока на сплавленный Са Cl2или при накаливании йодистого К. (получается действием йодистого водорода на известь) с натрием легко происходит металлический К. в виде желтоватого, блестящего металла, имеющего уд. вес 1,58, плавящегося в красно-калильном жару и затем отчасти улетучивающегося. На воздухе при обыкн. температуре К. окисляется мало, но воду разлагает при обыкн. температуре; накаленный же горит ярким пламенем, кислоты разлагает очень легко, выделяя водород, с галоидами также соединяется как натрий. При накаливании извести с магнием в струе водорода Винклер заметил не только восстановление К., но и образование его соединения с водородом.

Водородистый К. Са H [Так в издании 1895 г. — Ред.] выдерживает сильное накаливание, но на воздухе очень легко окисляется. В момент выделения К. соединяется также с газообразным азотом, образуя азотистый К. Са3N2, который с водой и кислотами дает аммиак, а с окисью углерода — синеродистый К.

Ca3N2+ 2СО = Са (CN)2+ 2СаО.

Окись К. СаО, или известь (см.), образуется при горении металлического К. и при разложении накаливанием многих известковых солей, например азотнокислой Са (NO3)2, щавелевой С2СаО4, угольной СаСо3и т. п. Свойства см. соотв. ст., уд. вес 3,15. С водой дает гидрат (гашеная известь) Са(ОН)2, уд. вес 2,07: он при высушивании до 100° представляет указанный состав, а при накаливании до 530° теряет всю воду, образуя вновь безводную известь. Одна часть СаО для растворения при обыкн. температуре требует 800 ч. воды, при 100° — 1500 ч. (а потому известковая вода при нагревании мутится). Раствор щелочной; как щелочь, известь действует разъедающим образом на многие органич. вещества, кислоты же насыщает, образуя соли типа СаХ2. С перекисью водорода образует мелкие кристаллы водной перекиси К. CaO28Н2О. Многие соли извести или нерастворимы, или мало растворимы в воде, особенно же фосфорная Са3P2О8(см. Фосфорная кислота), борная, щавелевая, угольная, сернокислая и др. Из растворимых солей чаще всего применяются хлористый К. CaCl2, азотнокислая CaN2О6и уксуснокислая Са(С2Н3О2)2соли. От магнезиальных солей, очень сходных с известковыми, явное отличие состоит в том, что в присутствии нашатыря соли Са осаждаются из растворов содой, образуя СаСО3, тогда как соли Mg остаются в растворе, что зависит от того, что известь не образует таких двойных аммониакальных солей, какие столь легко образуются магнезией. Из солей К. опишем для примера хлористый кальций CaCl2. Он получается во многих случаях как побочный продукт других химических превращений, напр. при разложении нашатыря известью для получения аммиака:

2NH4Cl + Ca(HO)2= 2NHЗ+ 2H2O+CaCl2.

Белильная известь CaCl2+ Са(ClO)2, выделяя кислород (когда действует окислительно), также оставляет CaCl2. Известь с соляною кислотою дает тот же продукт CaO + 2HCl = CaCl2+ H2O. После выпаривания растворов CaCl2обыкновенно при охлаждении выделяются хорошо образованный 6-водный кристаллогидрат CaCl26H2O (уд. вес 1,69, безвод. соли CaCl2— 2,2), плавящийся при 29°. Если на 100 ч. воды в растворе будет 120 ч. CaCl2, то при охлаждении образуются пластинки непостоянного кристаллогидрата CaCl24H2Oα (Розебом), которые при темп. выше 38° дают CaCl22H2O, а при температурах ниже 18° переходят (даже при простом трении) в изомерное более прочное видоизменение CaCl24H2Oα. Растворимость указанных гидратов (все по данным Розебома, 1889) при 30° для 6-водной соли (на 100 ч. воды) 100 CaCl2а для 4-водной α 101, для β 114 CaCl2. Кристаллы 2-водной соли могут быть получены из растворов при обыкн. темп., если будет избыток соляной кислоты. При 165° для этого кристаллогидрата упругость паров равна атмосферной. Около 175° этот кристаллогидрат дает CaCl2Н2O, а выше 265° и этот теряет воду, образуя безводный CaCl2. Охлаждая ненасыщенные растворы CaCl2(как для всяких солей), получают лед при температурах ниже 0°, а раствор состава CaCl214Н2O застывает вполне как криогидрат (см.) при -55°. Вследствие существования различных кристаллогидратов могут легко происходить пересыщенные растворы: напр. при 25° все растворы, содержащие более 83 ч. CaCl2на 100 ч. воды, будут пересыщенными в отношении к 6-водной соли и выделять ее от прикосновения с кристаллом этой соли. Раствор, содержащий 50% CaCl2, кипит при 130°, 70% при 158°. Удельный вес растворов, содержащих p процентов по весу CaCl2, при 15° (в пустоте и по отношению к воде при 4°) выражается довольно точно параболой: S = 0,9992 + 0,008024p + 0,0000476р2. При испарении растворов досуха часть соли разлагается, образуя известь и соляную кислоту, а потому для приготовления средней безводной соли окончательное высушивание ведут в струе HCl. Безводный CaCl2плавится при 719°. Безводная соль жадно поглощает воду, выделяя при растворении в избытке воды на граммовый частичный вес (т. е. на 56 гр.) 18723 ед. теплоты. Поэтому высушенный пористый CaCl2употребляется для сушения газов. Для этого раствор сгущают кипячением до тех пор, пока образуются корки одноводной соли, которые и собираются, а чтобы они поглощали лишь воду, а не СО2, их долгое время держат в струе сухого углекислого газа. Из термохимических данных для К. приведем, по Томсену, что реакция (в пайных весовых количествах) Ca + О развивает +130,9 больш. калорий; СаО + H2O дает 15,5 больших калорий, а СаН2О2, растворяясь в б. избытке воды, 2,79; Са + Cl2развивает 169,8 больших калорий, Са + Br2140,8 больших калорий, Са + J2107,2 больших калорий. CaCl2+ 6Н2О дает 21,75 больших калорий, а растворение этого кристаллогидрата в воде поглощает 4,36 больших калорий. Известь, соединяясь с серным ангидридом, т. е. реакция СаО + SO3, отделяет 84,2 больших калорий, a CaSO4, растворяясь в избытке воды, отделяет 4,4 больших калорий. Гидрат извести, насыщаясь срной кислотой и образуя гипс, т. е. реакция Са(ОН)2+ Н2SO4, выделяет 52,3 больших калорий, а CaSO42Н2O, растворяясь в избытке воды, поглощает 0,3 больших калорий. Известь, соединяясь с газообразной углекислотой, т. е. реакция СаО + СО2, развивает 42,5 больших калорий.

Кальций, его медиц. препараты. Соединения К., особенно с фосфорною кислотою, играют важную роль в развитии и питании тела и поддержании его естественных отправлений. Известь, необходимая для организма человека, вводится в него как растительной, так и животной пищей. Неправильное или недостаточное питание, пониженное усвоение пищеварительным каналом, усиленное выведение мочой при изнуряющих болезнях, необычная трата фосфорнокислой извести во время беременности (для развития костей зародыша), в период прорезывания зубов или при необыкновенно быстром росте — могут повести за собой заметный недостаток извести в организме и содействовать порождению английской болезни, остеомалации, запоздалого прорезывания зубов, золотухи и др. болезней. В случаях явственного известкового голодания многие врачи считают доставку организму извести путем пищи недостаточной и полагают, что усиленным введением известковых препаратов, особенно фосфорнокислых, можно вернее достигнуть ассимиляции и отложения К. в костных тканях. Но едва ли одно введение извести, без соблюдения диетических и гигиенических условий, может содействовать излечению этих болезней.

Окись К. Едкая, жженая известь с терапевтическими целями употребляется только для прижиганий (венская паста, см. Калий), мылами, едкими и углекислыми щелочами или для удаления родимых пятен, бородавчатых наростов, далее, как средство для удаления волос, против парши и хронической экземы. Известковая вода — см. соотв. ст.

II. Нерастворимые в воде известковые соли. В медицине применяются: 1) углекислый К. очищенный, в виде порошков или микстуры со взбалтыванием; назначается при диспепсии с развитием кислот и при хронических поносах. 2) Фосфорнокислый К. (Calcaria phosphorica) — белый кристаллический порошок, нерастворимый в воде, растворимый в соляной кислоте; при золотухе, рахите, при золотушных страданиях костей и т. д. 3) Жженая сернокислая известь, жженый гипс (Calcium sulfuricum ustum) — для неподвижных хирургических повязок. Кроме того, гипс служит дезинфекционным средством для животных извержений.

III. Известковые соли, легко растворимые в воде. Из них только хлористый К. изучен более точно как в токсическом, так и в медицинском отношении, но установлена ядовитость и др. легко растворимых известковых солей (уксуснокислой, молочнокислой, азотнокислой).

Большая Советская энциклопедия

(Calcium)

Ca, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый лёгкий металл. Природный элемент представляет смесь шести стабильных изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, из которых наиболее распространён 40Ca (96, 97%).

Соединения Ca — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Вплоть до конца 18 в. химики считали известь простым телом. В 1789 А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные. В 1808 Г. Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашёной извести с окисью ртути, приготовил амальгаму Ca, а отогнав из неё ртуть, получил металл, названный «кальций» (от лат. calx, родительный падеж calcis — известь).

Распространение в природе. По распространённости в земной коре Ca занимает 5-е место (после О, Si, Al и Fe); содержание 2,96% по массе. Он энергично мигрирует и накапливается в различных геохимических системах, образуя 385 минералов (4-е место по числу минералов). В мантии Земли Ca мало и, вероятно, ещё меньше в земном ядре (в железных метеоритах (См. Метеориты) 0,02%). Ca преобладает в нижней части земной коры, накапливаясь в основных породах; большая часть Ca заключена в полевом шпате — анортите Ca [Al2Si2O8]; содержание в основных породах 6,72%, в кислых (граниты и др.) 1,58%. В биосфере происходит исключительно резкая дифференциация Ca, связанная главным образом с «карбонатным равновесием»: при взаимодействии углекислого газа с карбонатом CaCO3 образуется растворимый бикарбонат Са (НСО3)2:

СаСО3 + H2O + CO2 ⇔ Са (НСО3)2 ⇔ Ca2+ + 2HCO3-.

Эта реакция обратима и является основой перераспределения Ca. При высоком содержании CO2 в водах Ca находится в растворе, а при низком содержании CO2 в осадок выпадает минерал кальцит СаСОз, образуя мощные залежи известняка, мела, мрамора.

Огромную роль в истории Ca играет и биогенная миграция. В живом веществе из элементов — металлов Ca — главный. Известны организмы, которые содержат более 10% Ca (больше углерода), строящие свой скелет из соединений Ca, главным образом из СаСО3 (известковые водоросли, многие моллюски, иглокожие, кораллы, корненожки и т.д.). С захоронением скелетов морских животных и растений связано накопление колоссальных масс водорослевых, коралловых и прочих известняков, которые, погружаясь в земные глубины и минерализуясь, превращаются в различные виды мрамора.

Огромные территории с влажным климатом (лесные зоны, тундра) характеризуются дефицитом Ca — здесь он легко выщелачивается из почв. С этим связано низкое плодородие почв, низкая продуктивность домашних животных, их малые размеры, нередко болезни скелета. Поэтому большое значение имеет известкование почв, подкормка домашних животных и птиц и т.д. Напротив, в сухом климате СаСО3 трудно растворим, поэтому ландшафты степей и пустынь богаты Ca. В солончаках и солёных озёрах часто накапливается Гипс CaSO4·2H2O.

Реки приносят в океан много Ca, но он не задерживается в океанической воде (ср. содержание 0,04%), а концентрируется в скелетах организмов и после их гибели осаждается на дно преимущественно в форме СаСО3. Известковые илы широко распространены на дне всех океанов на глубинах не более 4000 м (на больших глубинах происходит растворение СаСО3, организмы там нередко испытывают дефицит Ca).

Важную роль в миграции Ca играют подземные воды. В известняковых массивах они местами энергично выщелачивают СаСО3, с чем связано развитие Карста, образование пещер, сталактитов и сталагмитов. Помимо кальцита, в морях прошлых геологических эпох было широко распространено отложение фосфатов Ca (например, месторождения фосфоритов Каратау в Казахстане), доломита СаСО3·MgCO3, а в лагунах при испарении —гипса.

В ходе геологической истории росло биогенное карбонатообразование, а химическое осаждение кальцита уменьшалось. В докембрийских морях (свыше 600 млн. лет назад) не было животных с известковым скелетом; они приобрели широкое распространение начиная с кембрия (кораллы, губки и т.д.). Это связывают с высоким содержанием CO2 в атмосфере докембрия.

Физические и химические свойства. Кристаллическая решётка α-формы Ca (устойчивой при обычной температуре) гранецентрированная кубическая а = 5,56 Å. Атомный радиус 1,97 Å, ионный радиус Ca2+, 1,04 Å. Плотность 1,54 г/см3 (20 °С). Выше 464 °C устойчива гексагональная β-форма. tпл 851°C, tkип 1482 °C; температурный коэффициент линейного расширения 22․10-6 (0—300 °C); теплопроводность при 20 °C 125,6 Вт/(м․К) или 0,3 кал/(см․сек°С); удельная теплоёмкость (0—100 °С) 623,9 дж/(кг․К) или 0,149 кал/(г․°C); удельное электросопротивление при 20°C 4,6․10-8 ом․м или 4,6․10-6 ом․см; температурный коэффициент электросопротивления 4,57․10-3 (20 °C). Модуль упругости 26 Гн/м2 (2600 кгс/мм2); предел прочности при растяжении 60 Мн/м2 (6 кгс/мм2); предел упругости 4 Мн/м2 (0,4 кгс/мм2), предел текучести 38 Мн/м2 (3,8 кгс/мм2); относительное удлинение 50%; твердость по Бринеллю 200—300 Мн/м2 (20—30 кгс/мм2). К. достаточно высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Ca 4s2, в соответствии с чем Ca в соединениях 2-валентен. Химически Ca очень активен. При обычной температуре Ca легко взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, поэтому его хранят в герметически закрытых сосудах или под минеральным маслом. При нагревании на воздухе или в кислороде воспламеняется, давая основной окисел CaO (см. Кальция окись). Известны также перекиси Ca — CaO2 и СаО4. С холодной водой Ca взаимодействует сначала быстро, затем реакция замедляется вследствие образования пленки Ca (OH)2 (см. Кальция гидроокись). Ca энергично взаимодействует с горячей водой и кислотами, выделяя H2 (кроме концентрированной HNO3). С фтором реагирует на холоду, а с хлором и бромом — выше 400 °С, давая соответственно CaF2, CaCl2 и CaBr2 (см. Кальция фторид, Кальция хлорид, Кальция бромид). Эти галогениды в расплавленном состоянии образуют с Ca так называемого субсоединения — CaF, CaCI, в которых Ca формально одновалентен. При нагревании Ca c серой получается Кальция сульфид CaS, последний присоединяет серу, образуя полисульфиды (CaS2, CaS4 и др.). Взаимодействуя с сухим водородом при 300—400 °C Ca образует гидрид CaH2 — ионное соединение, в котором водород является анионом. При 500 °C Ca и азот дают нитрид Ca3N2; взаимодействие Ca с аммиаком на холоду приводит к комплексному аммиакату Ca [NH3]6. При нагревании без доступа воздуха с графитом, кремнием или фосфором Ca дает соответственно Карбид кальция CaC2, силициды CaSi2 и фосфид Ca3P2. Ca образует интерметаллические соединения с Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn и др.

Получение и применение. В промышленности Ca получают двумя способами: 1) нагреванием брикетированной смеси CaO и порошка Al при 1200 °С в вакууме 0,01—0,02 мм рт. ст.; выделяющиеся по реакции: 6CaO +2Al = 3 СаО․l2O3 + 3Са пары Ca конденсируются на холодной поверхности; 2) электролизом расплава CaCl2 и KCl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Cu — Ca (65% Ca), из которого Ca отгоняют при температуре 950—1000 °С в вакууме 0,1—0,001 мм рт. ст.

В виде чистого металла Ca применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов из их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и др. сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примеси азота и в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах. Большое применение в технике получили Антифрикционные материалы системы Pb—Na—Ca, а также сплавы Pb—Ca, служащие для изготовления оболочки электрических кабелей. Сплав Ca—Si—Ca (силикокальций) применяется как раскислитель и дегазатор в производстве качественных сталей. О применении соединений К. см. в соответствующих статьях.

А. Я. Фишер, А. И. Перельман.

Кальций в организме. Ca — один из биогенных элементов (См. Биогенные элементы), необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных и растений. Лишь редкие организмы могут развиваться в среде, лишённой Ca у некоторых организмов содержание Ca достигает 38%; у человека — 1,4—2%. Клетки растительных и животных организмов нуждаются в строго определённых соотношениях ионов Ca2+, Na+ и К+ во внеклеточных средах. Растения получают Ca из почвы. По их отношению к Ca растения делят на кальцефилов (См. Кальцефилы) и кальцефобов (См. Кальцефобы). Животные получают Ca с пищей и водой. Ca необходим для образования ряда клеточных структур, поддержания нормальной проницаемости наружных клеточных мембран, для оплодотворения яйцеклеток рыб и др. животных, активации ряда ферментов. Ионы Ca2+ передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая его сокращение, увеличивают силу сердечных сокращений повышают фагоцитарную функцию лейкоцитов, активируют систему защитных белков крови, участвуют в её свертывании. В клетках почти весь Ca находится в виде соединений с белками, нуклеиновыми кислотами, фосфолипидами, в комплексах с неорганическими фосфатами и органическими кислотами. В плазме крови человека и высших животных только 20—40% Ca может быть связано с белками. У животных, обладающих скелетом, до 97—99% всего Ca используется в качестве строительного материала: у беспозвоночных в основном в виде CaCO3 (раковины моллюсков, кораллы), у позвоночных — в виде фосфатов. Многие беспозвоночные запасают Ca перед линькой для построения нового скелета или для обеспечения жизненных функции в неблагоприятных условиях.

Содержание Ca в крови человека и высших животных регулируется гормонами паращитовидных и щитовиднойжелёз. Важнейшую роль в этих процессах играет витамин D. Всасывание Ca происходит в переднем отделе тонкого кишечника. Усвоение Ca ухудшается при снижении кислотности в кишечнике и зависит от соотношения Ca, Р и жира в пище. Оптимальные соотношения Ca/P в коровьем молоке около 1,3 (в картофеле 0,15, в бобах 0,13, в мясе 0,016). При избытке в пище Р или щавелевой кислоты всасывание Ca ухудшается, Желчные кислоты ускоряют его всасывание. Оптимальные соотношения Са/жир в пище человека 0,04—0,08 г Ca на 1 г жира. Выделение Ca происходит главным образом через кишечник. Млекопитающие в период лактации (См. Лактация) теряют много Ca с молоком. При нарушениях фосфорно-кальциевого обмена у молодых животных и детей развивается Рахит, у взрослых животных — изменение состава и строения скелета (Остеомаляция).

И. А. Скульский.

В медицине применение препаратов Ca устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Ca2+ в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Ca снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, крапивница, ангионевротический отёк, сенная лихорадкаи др.). Препараты Ca уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных и экссудативных процессах (пневмония, плеврит, эндометрит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают как кровоостанавливающие средства, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки; как слабые мочегонные и как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с др. средствами препараты Ca применяют для стимулирования родовой деятельности. Хлористый кальций вводят через рот и внутривенно. Оссокальцинол (15%-ная стерильная суспензия особым образом приготовленного костного порошка в персиковом масле) предложен для тканевой терапии. К препаратам Ca относится также гипс (CaSO4), применяемый в хирургии для гипсовых повязок, и мел (СаСО3), назначаемый внутрь при повышенной кислотности желудочного сока и для приготовления зубного порошка.

Лит.: Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963, с. 370—75; Родякин В. В., Кальций, его соединения и сплавы, М., 1967; Капланский С. Я., Минеральный обмен, М. — Л.,1938; Вишняков С. И., Обмен макроэлементов у сельскохозяйственных животных, М., 1967.

Словарь форм слова

  1. ка́льций;
  2. ка́льции;
  3. ка́льция;
  4. ка́льциев;
  5. ка́льцию;
  6. ка́льциям;
  7. ка́льций;
  8. ка́льции;
  9. ка́льцием;
  10. ка́льциями;
  11. ка́льции;
  12. ка́льциях.

Толковый словарь Даля

муж. металл, составляющий химическую основу извести. Кальцинировать что, пережигать металл, соль или камень. Кальцинация жен. действие это, пережиг, перекалка.

Толковый словарь Ожегова

КА́ЛЬЦИЙ, -я, муж. Химический элемент, мягкий серебристо-белый металл.

| прил. кальциевый, -ая, -ое. Кальциевые соли.

Малый академический словарь

-я, м.

Химический элемент, металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняков, мрамора и др.

[От лат. calx, calcis — известь]

Толковый словарь Ушакова

КА́ЛЬЦИЙ, кальция, мн. нет, муж. (от лат. calx - известь) (хим.). Химический элемент - металл серебристо-белого цвета, содержащийся в извести.

Толковый словарь Ефремовой

м.

Химический элемент, металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняка, мрамора и т.п., применяющийся в металлургии, строительстве, медицине.

Большой энциклопедический словарь

КАЛЬЦИЙ (лат. Calcium) - Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,078, относится к щелочноземельным металлам. Название от латинского calx, родительный падеж calcis - известь. Серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см³

, tпл 842 .С. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. По распространенности в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения кальция применяют в строительстве (известь, цемент), препараты кальция - в медицине.

Современная энциклопедия

КАЛЬЦИЙ (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,08; относится к щелочно-земельным металлам; tпл 842шC. Содержится в костной ткани позвоночных, раковинах моллюсков, яичной скорлупе. Кальций применяют для металлотермического получения других металлов, как газопоглотитель, сплав со свинцом - антифрикционный материал в производстве подшипников. Впервые получен английским ученым Г. Дэви в 1808.

Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

Большой англо-русский и русско-английский словарь

муж.;
хим. calciumм. хим. calcium.

Англо-русский словарь технических терминов

calcium

Большой немецко-русский и русско-немецкий словарь

м хим.

Kalzium n

Большой немецко-русский и русско-немецкий словарь

кальций м хим. Kalzium n 1

Большой французско-русский и русско-французский словарь

м.

calcium m

Большой испано-русский и русско-испанский словарь

м. хим.

calcio m

хло́ристый ка́льций — calcio clorurado

Большой итальяно-русский и русско-итальянский словарь

м. хим.

calcio

Физическая энциклопедия

КАЛЬЦИЙ

(Calcium), Ca,- хим. элемент II группы периодич. системы элементов, ат. номер 20, ат. масса 40,08, относится к щелочноземельным металлам. ПриродныйК. состоит из смеси 6 стабильных изотопов с массовыми числами 40, 42-44, 46 и 48, среди к-рых наиб. распространённый 40 Са (96,94%), наименее - 46 Са (0,003%). Электронная конфигурация внеш. оболочки 4s2. Энергии последоват. ионизации 6,133, 11,872 и 50,914 эВ. Кристаллохим. радиус атома Са 0,197 нм, иона Са 2+ 0,104 нм. Значение электроотрицательности 1,04.В свободном виде - серебристо-белый металл, на воздухе темнеет, взаимодействуя с О 2, N2, Н 2O и др. При темп-рах 20-443 °С устойчива a-форма К. с гранецентрированной кубич. решёткой (постоянная решётки а=0,556 нм), при темп-ре от 443 °С до t пл=842 °С - b-форма с гексагональной решёткой. t кип=1495 °С (по др. данным, t пл=852 °С, t кип=1484 °С). Плотн. a-Са 1,55 кг/дм 3. Теплота плавления 8,4 кДж/моль, теплота испарения 152 кДж/моль, уд. теплоёмкость с p=25,9 Дж/(моль. <К) (0-100 °С). Коэф. теплового линейного расширения 2,2.10-5 К -1 (0-300 °С), теплопроводность 125 Вт/ (м. <К) (при 0-100 °С). Уд. сопротивление 3,8.10-2 мкО. <м (при 20 °С), температурный коэф. электрич. сопротивления 4,57310-3K-1. Модуль упругости 21-28 ГПа, предел прочности при растяжении 59 МПа, предел упругости 4 МПа, предел текучести 37 МПа. Тв. по Бринеллю 200-300 МПа. <В хим. соединениях проявляет степень окисления +2, химически активен. К. применяют в качестве геттера в электровакуумных приборах, монокристаллы CaF2 (флюорита) используют в оптич. лазерной технике. Из радионуклидов практич. значение имеет b- -радиоактивный 45 Са (T1/2=162,6 сут). С. С. Бердоносов.

Сельскохозяйственный словарь-справочник

(Са), химический элемент, необходим для раст. и находится в них гл. обр. в листьях; особ. много берут К. из почвы бобовые травы. В природе К. встречается в виде известняка, мела, мрамора, фосфорнокислого К., в гипсе и т. д. Особ. широко применяются соединения К. в с. х-ве на кислых почвах (см. Известкование, Мергелевание).

Научно-технический энциклопедический словарь

КАЛЬЦИЙ (символ Са), широко распространенный серебристо-белый металл из группы ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ, впервые выделен в 1808 г. Содержится во многих горных породах и минералах, особенно в известняке и гипсе, а также в костях. В организме способствует регуляции сердцебиения и необходим для обеспечения крепости костей и зубов. Этот металл, мягкий и ковкий, в чистом виде мало применяется в промышленности, однако, его соединения широко используются. Как химический элемент он отличается активностью, легко соединяется с кислородом, азотом и другими неметаллическими элементами. Свойства: атомный номер 20, атомная масса 40,08; плотность 1,55; температура плавления 839 °С, температура кипения 1484 °С; наиболее распространенный изотоп 40Са (96,95%).

Медицинская энциклопедия

IКа́льций (Calcium, Са)

химический элемент II группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева; относится к щелочноземельным металлам, обладает высокой биологической активностью.

Атомный номер кальция 20, атомная масса 40,08. В природе обнаружено 6 стабильных изотопов К. с массовыми числами 40, 42, 43, 44, 46 и 48.

Кальций химически активен, в природе встречается в виде соединений — силикатов (например, асбеста), карбонатов (известняка, мрамора, мела, кальцита, арагонита), сульфатов (гипса и ангидрита), фосфорита, доломита и др. Является основным структурным элементом костной ткани (см. Кость), важным компонентом свертывающей системы крови (Свёртывающая система крови), необходимым элементом пищи человека, поддерживающим гомеостатическое соотношение электролитов внутренней среды организма.

К числу наиболее важных функций в живом организме относится его участие в работе многих ферментных систем (в т.ч. обеспечивающих сокращение мышц) в передаче нервного импульса, в реакции мышц на нервное возбуждение и в изменении активности гормонов, реализующейся при участии аденилатциклазы.

В организме человека содержится 1—2 кг кальция (около 20 г на 1 кг массы тела, у новорожденных около 9 г/кг). Из общего количества кальция 98—99% находится в составе костной и хрящевой тканей в виде карбоната, фосфата, соединений с хлором, органическими кислотами и другими веществами. Остальное количество распределяется в мягких тканях (около 20 мг на 100 г ткани) и внеклеточной жидкости. В плазме крови содержится около 2,5 ммоль/л кальция (9—11 мг/100 мл) в виде двух фракций: недиффундирующей (комплексы с белками) и диффундирующей (ионизированный К. и комплексы с кислотами). Комплексы с белками являются одной из форм депонирования кальция. На их долю приходится 1/3 общего количества К. плазмы. Концентрация ионизированного К в крови составляет 1,33 ммоль/л, комплексов с фосфатами, карбонатами, цитратами и анионами других органических кислот — 0,3 ммоль/л. Между ионизированным К. и фосфатом К. в плазме крови существует обратная зависимость, однако при рахите наблюдается понижение концентрации обоих ионов, а при гиперпаратиреозе — повышение. В клетках основная часть К. связана с белками и фосфолипидами клеточных мембран и мембран клеточных органелл. Регуляция трансмембранного переноса Са2+, в которой принимает участие специфическая Са2+-зависимая аденозинтрифосфатаза, осуществляется гормонами щитовидной железы (Щитовидная железа) и паращитовидных желез (Паращитовидные железы) — паратгормоном и его антагонистом кальцитонином. Содержание ионизированного К. в плазме регулируется комплексным механизмом, компонентами которого являются скелет (депо К.), почки, печень (экскреция с желчью), паратгормон и кальцитонин, а также витамин D (1,25-диокси-холекальциферол). Паратгормон повышает содержание К. и снижает содержание фосфата К. в крови, действуя синергично с витамином D. Он вызывает гиперкальциемию за счет повышения активности остеокластов и усиления резорбции кости, увеличивает реабсорбцию К. в почечных канальцах. При гипокальциемии секреция паратгормона значительно повышается. Кальцитонин, являясь антагонистом паратгормона, при гиперкальциемии снижает содержание К. в крови и число остеокластов, усиливает выведение фосфата К. почками. В регуляции обмена К. принимают участие также гормоны гипофиза (см. Гипофизарные гормоны), коры надпочечников (Надпочечники). Поддержание гомеостатической концентрации К. в организме координируется ц.н.с. (в основном гипоталамо-гипофизарной системой (Гипоталамо-гипофизарная система)) и вегетативной нервной системой.

К. принадлежит важная роль в механизме мышечной работы (Мышечная работа). Он является фактором, разрешающим сокращение мышц: при повышении концентрации ионов К. в миоплазме происходит присоединение К. к регуляторному белку, в результате чего актин становится способным взаимодействовать с миозином; соединяясь, эти два белка образуют актомиозин, и мышца сокращается. В процессе образования актомиозина происходит расщепление АТФ, химическая энергия которого обеспечивает выполнение механической работы и частично рассеивается в виде тепла. Наибольшая сократительная активность скелетной мышцы наблюдается при концентрации кальция 10-6—10-7 моль; при понижении концентрации ионов К. (менее 10-7 моль) мышечное волокно теряет способность к укорочению и напряжению. Действие К. на ткани проявляется в изменении их трофики, интенсивности окислительно-восстановительных процессов и в других реакциях, связанных с образованием энергии. Изменение концентрации К. в омывающей нервную клетку жидкости существенно влияет на проницаемость ее мембраны для ионов калия и особенно для ионов натрия (см. Мембраны биологические), причем понижение уровня К. вызывает повышение проницаемости мембраны для ионов натрия и повышение возбудимости нейрона. Повышение концентрации К. оказывает стабилизирующее влияние на мембрану нервной клетки. Установлена роль К. в процессах, связанных с синтезом и выделением нервными окончаниями медиаторов (Медиаторы), обеспечивающих синаптическую передачу нервного импульса.

Источником К. для организма являются пищевые продукты. В сутки взрослый человек должен получать с пищей 800—1100 мг кальция, дети до 7 лет — около 1000 мг, 14—18 лет — 1400 мг, беременные — 1500 мг, кормящие — 1800—2000 мг. Кальций, содержащийся в пищевых продуктах, представлен главным образом фосфатом, другие соединения (карбонат, тартрат, оксалат К. и кальций-магниевая соль фитиновой кислоты) — в значительно меньших количествах. Преимущественно нерастворимые соли К. в желудке частично растворяются желудочным соком, затем подвергаются действию желчных кислот, переводящих его в усвояемую форму. Всасывание К. происходит главным образом в проксимальных отделах тонкой кишки. Организм взрослого человека усваивает менее половины общего количества поступающего с пищей К. Усвоение К. увеличивается в процессе роста при беременности и лактации. На усвоение К. оказывает влияние его соотношение с жирами, магнием и фосфором пищи, витамин D и другие факторы. При недостаточном поступлении в организм жира создается дефицит солей кальциевых жирных кислот, необходимых для образования растворимых комплексов с желчными кислотами. И, наоборот, при приеме чрезмерно жирной пищи не хватает желчных кислот для перевода их в растворимое состояние, поэтому значительное количество неусвоенного кальция выводится из организма. Оптимальное соотношение К. и фосфора в пище обеспечивает минерализацию костей растущего организма. Регулятором этого соотношения является витамин D, чем объясняется повышение потребности в нем у детей.

Способ выделения К. зависит от характера питания: в случае преобладания в рационе продуктов с кислой реакцией (мяса, хлеба, крупяных блюд) увеличивается выведение К. с мочой, продуктов с щелочной реакцией (молочных продуктов, фруктов, овощей) — с калом. К повышению выведения К. с мочой приводит даже незначительное увеличение его содержания в крови.

Избыток (гиперкальциемия) К. или недостаточность (гипокальциемия) его в организме может быть причиной или следствием ряда патологических состояний. Так, гиперкальциемия возникает при избыточном приеме солей К., повышенном всасывании К. в кишечнике, снижении его выведения почками, повышенном потреблении витамина D, и проявляется задержкой роста, анорексией, запорами, жаждой, полиурией, гипотонией мышц, гиперрефлексией. При длительной гиперкальциемии развивается Кальциноз, артериальная гипертензия, нефропатия. Гиперкальциемия наблюдается при ряде заболеваний, сопровождающихся нарушением минерального обмена (см. Рахит, Остеомаляция), системном саркоидозе костей и множественной миеломе, болезни Иценко — Кушинга, акромегалии, гипотиреозе, злокачественных опухолях, особенно при наличии метастазов в кости, гиперпаратиреоидизме. Гиперкальциемии обычно сопутствует гиперкальциурия. Гипокальциемия, клинически проявляющаяся тетанией (Тетания), может возникнуть при гипопаратиреоидизме, идиопатической тетании (спазмофилии), болезнях желудочно-кишечного тракта, хронической почечной недостаточности, сахарном диабете, синдроме Фанкони — Альбертини, гиповитаминозе D. При дефиците К. в организме для заместительной терапии применяют препараты К. (кальция хлорид, кальция глюконат, кальция лактат, кальция глицерофосфат, кальция карбонат).

Определение содержания К. в сыворотке крови, моче и кале служит вспомогательным диагностическим тестом при некоторых заболеваниях. Для исследования биологических жидкостей используют прямые и косвенные методы. Косвенные методы основаны на предварительном осаждении К. оксалатом аммония, хлоранилатом или пикроленатом и последующем гравиметрическом, титриметрическом или колориметрическом определении. К прямым методам относятся комплексонометрическое титрование в присутствии этилендиаминтетраацетата или этиленгликольтетраацета и металлоиндикаторов, например мурексида (метод Гринблатта — Хартмена), флюорексона, кислотного хрома темно-синего, кальциона и др., колориметрические методы с использованием ализарина, метилтимолового синего, о-крезолфталеинкомплексона, глиокеаль-бис-2-оксианила; флюориметрические методы метод пламенной фотометрии; атомно-абсорбционная спектрометрия (наиболее точный и чувствительный метод, позволяющий определить до 0,0001% кальция); метод с применением ионоселективных электродов (позволяет установить активность ионов кальция). Содержание ионизированного К. в сыворотке крови можно определить, используя данные ) концентрации суммарного К. и суммарного белка с помощью эмпирической формулы: процент связанного с белком кальция = 8(альбумин) + 2(глобулин) + 3 г/100 мл.

Библиогр.: Костюк П.Г. Кальций и клеточная возбудимость, М., 1986, библиогр.; Лабораторные методы исследования в клинике, под ред. В.В. Меньшикова, с. 59, 265, М., 1987; Регуляция и обмен ионов кальция, под ред. М.Д. Курского и др., Киев, 1977; Романенко В.Д. Физиология кальциевого обмена, Киев, 1975, библиогр.

IIКа́льций (Calcium; Са)

химический элемент II группы периодической системы Д.И. Менделеева; атомный номер 20, атомная масса 40,08; обладает высокой биологической активностью; является важным компонентом системы свертывания крови; входит в состав костной ткани; различные соединения кальция применяются в качестве лекарственных средств.

Энциклопедия Кольера

Ca (calcium),

химический элемент, относится к семейству щелочноземельных металлов Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, составляющих IIA подгруппу периодической системы элементов. Открыт Х.Дэви в 1808. Кальций - третий после алюминия и железа из наиболее распространенных металлов в земной коре, его получают преимущественно из известняка (карбонат кальция). Ведущими производителями кальция являются Австрия, Бразилия, Канада, Финляндия, Израиль и Норвегия.СВОЙСТВА КАЛЬЦИЯ

Атомный номер 20 Атомная масса 40,08 Изотопы

стабильные 40, 42, 43, 44, 46, 48

нестабильные 38, 39, 41, 45, 49

Температура плавления, ° С 842 Температура кипения, ° С 1495 Плотность, г/см3 1,55 Твердость (по Моосу) 1,5 Содержание в земной коре, % (масс.) 3,63 Степени окисления +2

Свойства. Кальций имеет в разрезе серебристо-белый цвет, но на воздухе тускнеет из-за образования оксида на его поверхности. Это пластичный металл тверже свинца. Кальций при нагревании в вакууме подвергается сублимации при температурах ниже точки плавления. Он умеренно растворим в воде, но плохо растворяется в этиловом спирте. При горении на воздухе образует оксид CaO и нитрид Ca3N2; нагретый металл непосредственно реагирует с галогенами. В соединениях кальций всегда двухвалентен.

Применение. Главное применение кальция - это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.

Соединения. Кальций образует множество соединений. В отличие от ограниченного применения металлического кальция, его соединения широко применяются с тех пор, как первобытный человек использовал в качестве убежища известняковые пещеры. Оксид кальция CaO - наиболее важный промышленный продукт, служащий исходным сырьем для производства других полезных соединений кальция. CaO имеет несколько коммерческих названий: известь, жженая известь, негашеная известь. Чистый оксид кальция - белое кристаллическое вещество, термостойкий (т.пл. 2630° С). Оксид получают обжигом известняка и мела, при котором удаляют выделяющийся углекислый газ; процесс ведут в шахтных печах с использованием в качестве топлива древесины, угля, нефти или газа; в результате получаются пористые куски жженой извести. При хранении на влажном воздухе жженая известь поглощает углекислый газ и влагу, превращаясь в рыхлую гашеную известь (пушонку). При добавлении воды к CaO выделяется много тепла и образуется гашеная известь (гидроксид кальция). При нагревании оксида кальция с диоксидом кремния или силикатами образуется силикат кальция (см. ниже). Жженую известь широко используют в строительстве для приготовления кладочных и штукатурных растворов, для получения хлорной извести, при выделке кожи, медицинских препаратов и кормов. Гидроксид кальция Ca(OH)2 в виде белого порошка образуется при гашении извести. Он слабо растворим в воде, насыщенный раствор известен под названием "известковая вода", а при избытке гидроксида кальция образуется белая взвесь - "известковое молоко". Ca(OH)2 является основанием и поглощает углекислый газ из воздуха. Гидроксид кальция используется в медицине (в основном для понижения кислотности), в производстве штукатурки, кладочных строительных растворов, цемента, клеевых красок и удаления волоса со шкур при выделке кожи. Известковый кладочный раствор готовят смешением гашеной извести с песком при добавлении воды до получения пластичной массы. Раствор служит вяжущим веществом при возведении стен, так как на воздухе происходит реакция гашеной извести с углекислым газом воздуха с образованием карбоната кальция и выделением воды, поэтому раствор твердеет. Штукатурный раствор ведет себя аналогично. Карбонат кальция CaCO3 в природе распространен в форме минералов известняка или мрамора. Он является основой кальцита, мела, кораллов, яичной скорлупы, раковин морских животных. Доломит - смешанный карбонат кальция и магния. Карбонат кальция используют для приготовления цемента и бетона. Цемент готовят прокаливанием тонкой смеси карбоната кальция (известняк, мел или мергель) с силикатом (глина, сланец) или доменным шлаком. Если цемент смешать с песком и гравием или щебнем и добавить воды до получения пластичной массы, то образуется бетон. Этот материал твердеет и в отсутствие углекислого газа. Карбонат кальция нерастворим в чистой воде, но растворяется в воде, насыщенной углекислым газом, так как при этом образуется растворимая кислая соль Ca(HCO3)2. При кипячении раствора происходит выделение углекислого газа и нерастворимый карбонат кальция выпадает в осадок. Этими реакциями объясняется образование накипи при использовании жесткой воды в чайниках, отопительных системах или бойлерах. Аналогичные реакции происходят в природе, приводя к образованию карстовых промоин в известняке и росту сталактитов и сталагмитов. Жесткая вода содержит бикарбонат или сульфат кальция и (или) магния. При стирке и кипячении в жесткой воде на мыле образуется осадок, блокируя способность мыла к удалению грязи.

Сульфат кальция CaSO4 существует в природе в виде минерала ангидрита. Дигидрат CaSO4*2H2O является важным промышленным минералом, известным под названиями гипс, алебастр, селенит и шелковистый шпат. Гипс добавляют в цемент для уменьшения скорости схватывания, его используют для изготовления пишущих мелков, сельскохозяйственной побелки, в качестве наполнителя красок, полировального порошка и для глянцевания бумаги. При 165-200° C гипс теряет 75% гидратной воды и образует штукатурный гипс. При увлажнении происходит поглощение воды и схватывание массы. Поскольку при затвердевании гипс слегка расширяется, он воспроизводит все тонкие детали любого объекта, на который нанесен, образуя слепок, и поэтому широко используется в изготовлении скульптур, хирургических и зубных слепков, производстве штукатурки и стеновых покрытий. Гипс, прокаленный до полного удаления гидратной воды, используется как высокотвердый поделочный материал. Специально приготовленный безводный сульфат кальция применяется для осушки газов и органических жидкостей, причем он легко регенерируется при нагревании.

Другие серусодержащие соединения. Сульфит кальция CaSO3 и бисульфит кальция Ca(HSO3)2 используются для отбеливания древесной массы в целлюлозно-бумажной промышленности, для предотвращения закисления при ферментации и вместо тиосульфата натрия для отбеливания тканей. Сульфид кальция CaS получают прокаливанием смесей сульфата кальция с углеродом или карбоната кальция с серой. Сульфид применяется для приготовления люминофоров и для удаления волосяного покрова со шкур в кожевенной промышленности.

Галогениды. Хлорид кальция CaCl2 получают из природных насыщенных соляных вод (рапы) или как побочный продукт производства соды по методу Сольве. Его можно получить также по реакции оксида или карбоната кальция с соляной кислотой. При комнатной температуре из раствора кристаллизуется бесцветный расплывающийся на воздухе гексагидрат CaCl2Ч6H2O. При прокаливании гексагидрат теряет воду и переходит последовательно в дигидрат, моногидрат и безводную соль. Эти соединения легко поглощают влагу и поэтому используются как осушители, а также в качестве соляной добавки для плавления снега и льда или для рассеяния тумана. Раствор хлорида кальция используют как антифриз для опрыскивания дорог и в шахтах, как хладагент в холодильных установках, при изготовлении цемента, огнестойких тканей и в огнетушителях. Фармакопейный хлорид кальция широко применяется в медицине, например для остановки кровотечения и увеличения свертываемости крови. Бромид CaBr2 и иодид CaI2 по химическим свойствам похожи на хлорид и применяются в фотографии и медицине. Фторид кальция, встречающийся в природе в виде минерала флюорита, или плавикового шпата, является основным сырьем для получения фтора. Фторид практически нерастворим в воде в отличие от других галогенидов.

Хлорная (белильная) известь. Состав этого вещества в основном соответствует формуле CaOCl2 (сложная смесь хлорида и гипохлорита кальция). Это вещество получают, подавая газообразный хлор снизу через раствор гашеной извести, непрерывно впрыскиваемый во вращающийся аппарат сверху. Хлорная известь - беловатый порошок с сильным запахом хлора. При выдерживании на воздухе он поглощает влагу и углекислый газ и выделяет хлор. Обычный коммерческий продукт содержит около 35% активного хлора (количество хлора, выделяющееся при взаимодействии с соляной кислотой). Хлорная известь используется для отбеливания тканей и древесной массы, для дезинфекции питьевой воды и обезвреживания сточных вод. Еще недавно ее применяли вместо хлора и гипохлорита кальция для отбеливания тканей. Гипохлорит кальция Ca(ClO)2, часто называемый просто гипохлоритом, - белый негигроскопичный порошок с запахом хлора, содержит около 99% активного хлора и поэтому вдвое эффективнее хлорной извести. Он прост в употреблении и хорошо сохраняется. Применяется так же, как и хлорная известь.

Фосфаты. Средний фосфат кальция Ca3(PO4)2 существует в природе в виде минерала фосфорита и является важным компонентом костей животных. Фосфат кальция служит сырьем для получения других фосфатов, фосфора, его соединений, используется в производстве фарфора, эмалей, молочного стекла. Гидрофосфат кальция CaHPO4 применяется как кормовая добавка скоту, в качестве цемента и пасты в стоматологии, как удобрение. Дигидрофосфат кальция Ca(H2PO4)2, или суперфосфат, лучше растворим в воде, чем другие, трех- или двухосновные соли, и поэтому пригоден для быстрой подкормки растений. Карбид кальция CaC2 получают восстановлением CaO коксом, древесным углем или антрацитом в электрической печи. При добавлении воды карбид разлагается с выделением ацетилена. При нагревании карбида кальция в среде азота можно получить цианамид кальция.

См. также УГЛЕРОД. Цианамид кальция CaCN2 - прежде одно из важнейших соединений для фиксации атмосферного азота, теперь в основном используется как удобрение и для цементации стали. При парофазном гидролизе в автоклаве цианамид выделяет аммиак; если его прокаливать в смеси с хлоридом натрия и углеродом, то образуется цианид натрия NaCN, широко используемый для извлечения золота из руд. Арсенат кальция Ca3(AsO4)2 - белый порошок, образующийся по реакции между хлоридом кальция, гидроксидом кальция и арсенатом аммония. Это вещество - распространенный инсектицид, широко применяемый при опылении хлопковых полей для уничтожения вредных насекомых. Силикат кальция CaSiO3 широко распространен в природе в виде минерала волластонита. Он является основным содержимым шлака, образующегося в металлургическом процессе при выплавке металлов из руд. Если в руде имеется избыток песка, то при выплавке добавляют известняк и, наоборот, при избытке известняка в руде добавляют песок; соответственно образующийся силикат кальция в виде шлака собирается на поверхности расплавленного металла и удаляется из печи. В природе существуют также силикаты кальция иного состава.

См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ.

ЛИТЕРАТУРА

Родякин В.В. Кальций, его соединения и сплавы. М., 1967 Фрумина Н.С. и др. Аналитическая химия кальция. М., 1974

Химическая энциклопедия

(от лат. calx, род. падеж calcis - известь; лат. Calcium), Са, хим. элемент II гр. периодич. системы, относится к щелочноземельным элементам, ат. н. 20, ат. м. 40,08. Прир. К. состоит из шести стабильных изотопов - 40 Са (96,94%), 44 Са (2,09%), 42 Са (0,667%), 48 Са (0,187%), 43 Са (0,135%) и 46 Са (0,003%). Поперечные сечения (10-28 м 2) захвата тепловых нейтронов изотопов с маc. ч. 40, 42, 44, 46 и 48 равны соотв. 0,22, 40, 0,63, 0,25 и 1,1. Конфигурация внеш. электронной оболочки 4s2; степень окисления +2, очень редко +1; энергии ионизации Са 0: Са +: Са 2+ соотв. равны 6,11308 и 11,8714 эВ; электроотрицательность по Полингу 1,0; атомный радиус 0,197 нм, ионный радиус (в скобках указано координац. число) Са 2+ 0,114 нм (6), 0,126 нм (8), 0,137 нм (10), 0,148 нм (12). По распространенности в земной коре К. занимает пятое место (после О, Si, Al, Fe), его содержание в земной коре составляет 3,38% по массе. Встречается только в виде соед., в основном солей кислородсодержащих к-т; известно ок. 400 минералов, содержащих К. Очень распространены разл. силикаты и алюмосиликаты, напр., анортит Са[Al2Si2O8], диопсид CaMg[Si2O6], волластонит Са 3[Si3O9]. Кроме них пром. значение имеют кальцит СаСО 3 (прир. формы - известняк, мел, мрамор), доломит CaMg(CO3)2, фосфорит Са 5 (РО 4)3 (ОН, СО 3) (с разл. примесями), апатиты Са 5(PO4)3(F, Cl), гипс CaSO4.2H2O, флюорит CaF2 и др. Большое кол-во К. находится в прир. водах вследствие существования глобального карбонатного равновесия между практически нерастворимым СаСО 3, хорошо р-римым Са(НСО 3)2 и находящимся в воде и воздухе СО 2. Значительное кол-во К. содержится в организмах мн. животных, напр., гидроксилапатит - в костной ткани позвоночных, СаСО 3 - в раковинах моллюсков, яичной скорлупе.

Свойства. К. - серебристо-белый металл. Существует в двух аллотропных модификациях: до 443 °С устойчив a-Са с кубич. гранецентрир. решеткой типа Сu, а= 0,558 нм, z =4, пространств. группа Fm3m, плотн. 1,54 г/см 3; в интервале 443-842 °С - b-Са с кубич. объемноцентрир. решеткой типа a-Fe, а =0,448 нм, z = 2, пространств. группа Im3m; DH0 перехода a Db 0,93 кДж/моль. Т. пл. 842 °С, т. кип. 1495 °С DH0 пл 8,54 кДж/моль, DH0 исп 151,9 кДж/моль; для a-Са: С° р 25,9 Дж/(моль. К), S0298 41,6 Дж/(моль. К); для b-Са: С°p [Дж/(моль. К)] = 6,276 + 32,384.10-3T + 10,460.105T-2 (716-1115 К); для жидкого К. С° р31 Дж/(моль. К); ур-ния температурной зависимости давления пара над твердым и жидким К. соотв. (в мм рт. ст.): lgp = 6,090 - 9051 /Т - 0,783.10-3T + l,030 lgT (500-1700 К), lgp = 53,652 - 12827/T + 2,002.10-3 Т -14,485 lgT (490-2700 К); температурный коэф. линейного расширения 22.10-6 К -1 (273-573 К); r 4,6.10-8 Ом. м (293 К); теплопроводность 125,6 Вт/(м. К) при 293 К. Пластичен; модуль упругости 26 ГПа, spаст 60 МПа, s сж 4 МПа, предел текучести 38 МПа, твердость по Бринеллю 200-300 МПа. Стандартный электродный потенциал Ca2+/Ca0 Ч 2,84 В. На воздухе, содержащем пары воды, К. быстро покрывается слоем смеси оксида СаО и гидроксида Са(ОН)2. Он интенсивно окисляется кислородом до СаО; при нагр. в кислороде и на воздухе воспламеняется. С водой К. реагирует с выделением Н 2 и образованием Са(ОН)2, причем в холодной воде скорость р-ции постепенно уменьшается вследствие образования на пов-сти металла слоя малорастворимого Са(ОН)2. Интенсивно реагирует с галогенами, давая СаХ 2. При нагр. К. с расплавами его галогенидов образуются моногалогениды СаХ, к-рые стабильны только выше т-р плавления дигалогенидов (они диспропорционируют при охлаждении с образованием Са и СаХ 2). С Н 2 при нагр. К. дает гидрид СаН 2, в к-ром водород является анионом. При нагр. в атмосфере азота загорается и образует нитрид Ca3N2, известный в двух кристаллич. формах - высокотемпературной a (плотн. 2,63 г/см 3) и низкотемпературной b (коричневого цвета); т. пл. 1195°С. Нитрид Ca3N4 получен при нагр. в вакууме амида Ca(NH2)2. С углеродом К. образует кальция карбид СаС 2, с бором -борид СаВ 6 (т. пл. 2235 °С), с кремнием - силициды Ca2Si (т. пл. ~ 900 °С, с разл.), CaSi (т. пл. 1245°С), Ca3Si4 (т. пл. 1020 °С, с разл.) и CaSi2 (т. пл. 1000 °С), с фосфором - фосфиды Са 3 Р 2, СаР и СаР 3, с халькогенами - халькогениды CaS (т. пл. 2525°С), CaSe (т. пл. 1470°С), СаТе (т. пл. 1510°С). Известны также полихалькогениды CaS4, CaS5, Са 2 Те 3. К. образует соединения с мн. металлами, в частности с Ag, Au, Al, Cu, Mg, Rb. Металлич. К. вытесняет из расплавов солей большинство др. металлов. К. хорошо раств. в жидком NH3 с образованием синего р-ра, при испарении к-рого выделяется аммиакат [Са(NН 3)6] - твердое соед. золотистого цвета с металлич. проводимостью; разлагается на Са и NH3 при 12°С; воспламеняется на воздухе. К. медленно реагирует с жидким NH3 (быстро - в присут. Pt) с выделением Н 2 и образованием амида Ca(NH2)2. Соли К. обычно получают взаимод. кислотных оксидов с СаО, действием к-т на Са(ОН)2 или СаСО 3, обменными р-циями в водных р-рах электролитов. Мн. соли хорошо раств. в воде, они почти всегда образуют кристаллогидраты. В структуре богатых водой кристаллогидратов ион Са 2+ обычно окружен 6, иногда 7-9 молекулами Н 2 О, расстояние Са - Н 2 О равно 0,233-0,241 нм. Соли К. бесцветны (если бесцветен анион). Пероксид СаО 2 получают по р-ции Са(ОН)2 + Н 2 О 2: СаО 2 + 2Н 2 О. Из р-ра выделяется октагидрат, удалением воды из него получают безводный СаО 2. Комплексы, содержащие ион Са 2+, образуются в водных р-рах, преим. с кислородсодержащими хелатообразующими лигандами, в частности комплексонами, напр. [Са(ЭДТА)]2- (ЭДТА - анион этилендиаминотетрауксусной к-ты). На образовании хелатных комплексов ионов Са 2+ с анионами полифосфорных к-т основано действие полифосфатов Na как умягчителей воды. В неводных р-рителях ион Са 2+ образует комплексы с молекулами р-рителя; из таких р-ров часто кристаллизуются сольваты солей К. В водной среде сольватокомплексы обычно разрушаются и превращаются в аквакомплексы.

Получение. В пром-сти К. получают электролизом расплава СаСl2 (75-85%) + КСl, а также алюмотермич. восстановлением СаО. Необходимый для электролиза чистый безводный СаСl2 производят хлорированием СаО при нагр. в присут. угля или обезвоживанием СаСl2.6Н 2 О, полученного действием соляной к-ты на известняк. По мере выделения К. в электролит добавляют СаСl2. Электролиз ведут с графитовым анодом, катодом служит жидкий сплав Са (62 65%) + Сu. Содержание К. в сплаве постоянно возрастает. Часть обогащенного сплава периодически извлекают и добавляют сплав, обедненный К. (30-35% Са). Т-ра процесса 680-720 °С; при более низкой т-ре обогащенный К. сплав всплывает на пов-сть электролита, а при более высокой происходит растворение К. в электролите с образованием СаСl. На 1 кг Са расходуется энергии 40-50 кВт. ч. Из сплава Са + Сu К. отгоняют в вакуумной реторте при 1000-1080 °С и остаточном давлении 13-20 кПа. Для получения высокочистого К. его перегоняют дважды. При электролизе с жидкими катодами из сплавов Са + Рb или Са + Zn непосредственно получают используемые в технике сплавы К. с Рb (для подшипников) и с Zn (для получения пенобетона - при взаимод. сплава с влагой выделяется Н 2 и создается пористая структура). Иногда процесс ведут с железным охлаждаемым катодом, к-рый только соприкасается с пов-стью расплавл. электролита. По мере выделения К. катод постепенно поднимают, вытягивают из расплава стержень из К., защищенный от кислорода воздуха слоем затвердевшего электролита. Алюмотермич. метод основан на р-ции: 6СаО + 2Аl: 3СаО. Аl2 О 3 + 3Са. Из смеси СаО с порошкообразным Аl прессуют брикеты; их помещают в реторту из хромоникелевой стали и отгоняют образовавшийся К. при 1170-1200 °С и остаточном давлении 0,7-2,6 Па. Аналогично К. может быть также получен восстановлением СаО ферросилицием или силикоалюминием. К. выпускают в виде слитков или листов с чистотой 98-99%.

Определение. Качественно К. обнаруживают микрокристаллич. методом путем осаждения его в виде оксалата, сульфата, (NH4)2Ca[Fe(CN)6], тартрата, иодата, комплексов К. с пикролоновой к-той, 8-гидроксихинолином и др. труднорастворимых соед. (ион К. образует правильные кристаллы с мн. реагентами). Количественно К. определяют комплексонометрич. титрованием в щелочной среде трилоном Б (натриевая соль этилендиаминотетрауксусной к-ты) в присут. индикаторов (эриохром черный Т, мурексид, флуорексон и др.). Применяют также гравиметрич. методы определения К. в виде сульфата, молибдата, оксалата. Для определения малых концентраций и следовых кол-в используют эмиссионный спектральный анализ, атомно-абсорбц. спектроскопию, пламенную фотометрию и рентгеновскую флуоресценцию. Чувствительность этих методов 10-2-10-6% по массе К. От др. элементов К. отделяют осаждением в виде сульфата, молибдата или оксалата, экстракцией трибутилфосфатом, экстрагентом азо-окси-БН в полярных р-рителях, ионным обменом либо хроматографически.

Применение. К. применяют при металлотермич. получении U, Th, Ti, Zr, Cs, Rb и нек-рых лантаноидов из их соед., для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сталей, бронз и др. сплавов, обезвоживания орг. жидкостей, очистки Аr от примеси N2, как геттер в вакуумных устройствах, легирующий элемент для алюминиевых сплавов, как модифицирующую добавку для магниевых сплавов. Сплавы Са + Рb антифрикц. материалы в произ-ве подшипников. Несравненно большее применение находят соед. К. См., напр., Вяжущие материалы, Кальция алюминаты, Кальция гипохлорит, Кальция карбид, Кальция оксид, Кальция силикаты, Кальция фосфаты, Кальция фторид. Мировое произ-во соед. К. и материалов, содержащих К. (в т. ч. сплавов), ок. 1 млрд. т/год. Металлич. К. впервые получил в 1808 Г. Дэви. Лит.: Родякин В. В., Кальций, его соединения и сплавы, М., 1967; Фрумина Н С., Кручкова Е. С., Муштакова С. П., Аналитическая химия кальция, М., 1974. С. И. Дракин, П. М. Чукуров.

Энциклопедический словарь

КА́ЛЬЦИЙ -я; м. [от лат. calx (calcis) - известь] Химический элемент (Ca), металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняков, мрамора и др.

◁ Ка́льциевый, -ая, -ое. К-ые соли.

* * *

ка́льций

(лат. Calcium), химическая элемент II группы периодической системы, относится к щёлочноземельным металлам. Название от лат. calx, родительный падеж calcis — известь. Серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см3, tпл 842ºC. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. По распространённости в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения калькия применяют в строительстве (известь, цемент), препараты кальция — в медицине.Кальций.

* * *

КАЛЬЦИЙ

КА́ЛЬЦИЙ (лат. Calcium), Ca (читается «кальций»), химический элемент с атомным номером 20, расположен в четвертом периоде в группе IIА периодической системы элементов Менделеева; атомная масса 40,08. Относится к числу щелочноземельных элементов(см. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ).

Природный кальций состоит из смеси нуклидов(см. НУКЛИД) с массовыми числами 40 (в смеси по массе 96,94 %), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) и 46 (0,003%). Конфигурация внешнего электронного слоя 4s2. Практически во всех соединениях степень окисления кальция +2 (валентность II).

Радиус нейтрального атома кальция 0,1974 нм, радиус иона Cа2+ от 0,114 нм (для координационного числа 6) до 0,148 нм (для координационного числа 12). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома кальция равны, соответственно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 и 84,5 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность кальция около 1,0. В свободном виде кальций — серебристо-белый металл.

История открытия

Соединения кальция встречаются в природе повсеместно, поэтому человечество знакомо с ними с древнейших времен. Издавна в строительном деле находила применение известь(см. ИЗВЕСТЬ) (негашеная и гашеная), которую долгое время считали простым веществом, «землей». Однако в 1808 английский ученый Г. Дэви(см. ДЭВИ Гемфри) сумел получить из извести новый металл. Для этого Дэви подверг электролизу смесь слегка увлажненной гашеной извести с окисью ртути и выделил из образующейся на ртутном катоде амальгамы новый металл, который он назвал кальцием (от лат. calx, род. падеж calcis — известь). В России некоторое время этот металл называли «известковием».

Нахождение в природе

Кальций — один из наиболее распространенных на Земле элементов. На его долю приходится 3,38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов(см. СИЛИКАТЫ) и алюмосиликатов(см. АЛЮМОСИЛИКАТЫ) различных горных пород (граниты(см. ГРАНИТ), гнейсы(см. ГНЕЙС) и т. п.). В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита(см. КАЛЬЦИТ) (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк(см. ИЗВЕСТНЯК) СaCO3, ангидрит(см. АНГИДРИТ) CaSO4 и гипс(см. ГИПС) CaSO4·2H2O, флюорит(см. ФЛЮОРИТ) CaF2, апатиты(см. АПАТИТЫ) Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит(см. ДОЛОМИТ) MgCO3·СaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость(см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca5(PO4)3(OH), или, в другой записи, 3Ca3(PO4)2 ·Са(OH)2 — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.

Получение

Металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (75—80%) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Физические и химические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях (см. Аллотропия(см. АЛЛОТРОПИЯ)). До 443 °C устойчив a-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив b-Ca с кубической объемно центрированной решеткой типа a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавления кальция 839 °C, температура кипения 1484 °C, плотность 1,55 г/см3.

Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 –2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2.

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

2Са + О2= 2СаО; Са + Br2= CaBr2.

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Са + Н2= СаН2 (гидрид кальция),

Ca + 6B = CaB6 (борид кальция),

3Ca + N2= Ca3N2 (нитрид кальция)

Са + 2С = СаС2 (карбид кальция)

3Са + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;

2Ca + Si = Ca2Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (т. е. эти реакции — экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2,

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NН3.

Оксид кальция — типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:

CaCO3 = CaO + CO2.

Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.

Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН)2 и выделением большого количества теплоты:

CaО + Н2О = Ca(ОН)2.

Полученный таким способом Ca(ОН)2 обычно называют гашеной известью или известковым молоком(см. ИЗВЕСТКОВОЕ МОЛОКО) из-за того, что растворимость гидроксида кальция в воде невелика (0,02 моль/л при 20°C), и при внесении его в воду образуется белая суспензия.

При взаимодействии с кислотными оксидами CaO образует соли, например:

CaО +СО2 = СаСО3; СаО + SO3 = CaSO4.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, средний ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что в отличие от среднего карбоната кальция СаСО3 кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

СаСО3 + СО2+ Н2О = Са(НСО3)2.

В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2+ Н2О.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы (см. Карст(см. КАРСТ (явление природы))), а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты(см. СТАЛАКТИТЫ (минеральные образования)) и сталагмиты(см. СТАЛАГМИТЫ).

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жесткость воды(см. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ). Временной ее называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

Применение кальция и его соединений

Металлический кальций применяют для металлотермического получения урана(см. УРАН (химический элемент)), тория(см. ТОРИЙ), титана(см. ТИТАН (химический элемент)), циркония(см. ЦИРКОНИЙ), цезия(см. ЦЕЗИЙ) и рубидия(см. РУБИДИЙ).

Природные соединения кальция широко используют в производстве вяжущих материалов (цемент(см. ЦЕМЕНТ), гипс(см. ГИПС), известь и др.). Связывающее действие гашеной извести основано на том, что с течением времени гидроксид кальция реагирует с углекислым газом воздуха. В результате протекающей реакции образуются игольчатые кристаллы кальцита СаСОз, которые прорастают в расположенные рядом камни, кирпичи, другие строительные материалы и как бы сваривают их в единое целое. Кристаллический карбонат кальция — мрамор — прекрасный отделочный материал. Мел используют для побелки. Большие количества известняка расходуются при производстве чугуна, так как позволяют перевести тугоплавкие примеси железной руды (например, кварц SiO2) в сравнительно легкоплавкие шлаки.

В качестве дезинфицирующего средства очень эффективна хлорная известь(см. ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ) — «хлорка» Ca(OCl)Cl — смешанный хлорид и гипохлорид кальция(см. КАЛЬЦИЯ ГИПОХЛОРИТ), обладающий высокой окислительной способностью.

Широко применяется и сульфат кальция, существующий как в виде безводного соединения, так и в виде кристаллогидратов — так называемого «полуводного» сульфата — алебастра(см. АЛЕВИЗ ФРЯЗИН (Миланец)) CaSO4·0,5H2O и двухводного сульфата — гипса CaSO4·2H2O. Гипс широко используют в строительстве, в скульптуре, для изготовления лепнины и различных художественных изделий. Применяют гипс и в медицине для фиксации костей при переломах.

Хлорид кальция CaCl2 используют наряду с поваренной солью для борьбы с оледенением дорожных покрытий. Фторид кальция СаF2 — прекрасный оптический материал.

Кальций в организме

Кальций — биогенный элемент(см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ), постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции. В составе апатита(см. АПАТИТ), а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани. В организме человека массой 70 кг содержится около 1 кг кальция. Кальций участвует в работе ионных каналов(см. ИОННЫЕ КАНАЛЫ), осуществляющих транспорт веществ через биологические мембраны, в передаче нервного импульса(см. НЕРВНЫЙ ИМПУЛЬС), в процессах свертывания крови(см. СВЕРТЫВАНИЕ КРОВИ) и оплодотворения. Регулируют обмен кальция в организме кальциферолы(см. КАЛЬЦИФЕРОЛЫ) (витамин D). Недостаток или избыток кальция приводит к различным заболеваниям — рахиту(см. РАХИТ), кальцинозу(см. КАЛЬЦИНОЗ) и др. Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция (800—1500 мг кальция в сутки). Содержание кальция высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко), в некоторых овощах и других продуктах питания. Препараты кальция широко используются в медицине.

Геологическая энциклопедия

Ca (от лат. Calx, род. падеж calcis - известь *а.calcium; н.Kalzium; ф.calcium; и.calcio), - хим. элемент II группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 20, ат. м. 40,08. Cостоит из шести стабильных изотопов: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) и 48Ca (0,185%). Oткрыт англ. химиком Г. Дэви в 1808.

K. - серебристо-белый лёгкий металл. Известны две кристаллич. модификации: α-Ca c гранецентрир. кубич. решёткой, a=0,55884±2 нм (26°C); выше 443°C β-Ca c объёмноцентрир. кубич. решёткой, a=0,4480+5 нм (467°C).

Физические свойства K.: плотность 1550 кг/м3 (20°C); tпл 842°C; tкип 1491°C; коэфф. теплопроводности 125 Bт/м·K; уд. теплоёмкость (0-100°C) 623,9 Дж/кг·K; уд. электро- сопротивление (при 20°C) 4,6·* 10-8 Oм·м; темп-рный коэфф. электросопротивления 4,57·* 10-3 (при 20°C); коэфф. термич. расширения при 0-300°C 22·* 10-6 K-1. Tвёрдость K. по Бринеллю 200-300 МПa. K. - пластичный металл; хорошо прессуется, прокатывается и подвергается обработке резанием.

Cтепень окисления +2. Mеталлич. K. химически активен, обладает большим сродством к кислороду и при обычной темп-pe во влажном воздухе покрывается плёнкой (поэтому хранят его в масле или герметически закрытом сосуде). C горячей водой K. легко реагирует c образованием гидрооксида Ca(OH)2 и выделением водорода. Энергично взаимодействует, особенно при нагревании, c разл. неметаллами (H2, C, N2, Si, Cl2 и др. c образованием соответственно гидрида, карбида, нитрида, силицида, хлорида и т.д.). B реакциях c кислотами K. образует соответствующие соли, вытесняя водород.

K. - один из самых распространённых (5-e место) петрогенных элементов земной коры - 3,27% (по массе). Kларк K. в каменных метеоритах 1,40%, ультраосновных - 0,7%, основных - 6,72%, средних - 4,65%, кислых породах - 1,58% (по данным A. П. Bиноградова). K. входит в состав мн. минералов (силикаты, алюмосиликаты, боросиликаты, карбонаты, сульфаты, фосфаты, ванадаты, вольфраматы, молибдаты, титанаты, ниобаты, фториды, хлориды и др.; в метеоритах встречается редчайший сульфид K.). B минералах K. присутствуют замещающие его изоморфно элементы-примеси (Na, Sr, редкоземельные, радиоактивные и др. элементы). Cиликаты (пироксены, амфиболы) и алюмосиликаты (плагиоклазы) K. - важнейшие породо- образующие минералы магматич. и метаморфич. пород; в условиях гидротермальных и поверхностных процессов становятся устойчивыми и широко распространены карбонаты K.

При выплавлении базальтовых магм K. накапливается в расплаве и входит в гл. породообразующие минералы, при фракционировании к-рых его содержание в ходе дифференциации магмы от основных к кислым породам падает. При выветривании магматич., метаморфич. и осадочных пород K. выщелачивается и в басс. осадконакопления выделяется преим. в виде органогенных Известняков и Доломитов, составляющих в cp. ок. 20% объёма осадочной толщи; в виде терригенной примеси пироксенов, плагиоклаза и др., a также карбонатов K. входит в состав глин и песчаников. Cодержание K. в осадочных породах (по A. Б. Pонову и A. A. Ярошевскому): в глинах 2,9-3,4%, в песчаниках 2,4-4,1%, в карбонатах 27,8-30,3% (первая цифра - в платформенных отложениях, вторая - в геосинклинальных); в океанич. воде 0,0408% (по A. П. Bиноградову). Поведение K. в мор. воде контролируется режимом

CO2:CaCO3тв + H2O+CO2 ↔ Ca(HCO3)2раств

("карбонатное равновесие") при активном участии живого вещества. K. из мор. воды интенсивно поглощается известняковыми водорослями, моллюсками, кораллами и др. B поверхностном цикле K. важную роль играют поверхностные и подземные воды. B известняковых массивах в результате растворения ими кальцита развиваются карстовые явления; в p-нах c влажным климатом почвы обеднены K. При испарении мор. воды в замкнутых бассейнах и солёных озёрах осаждаются помимо кальцита гипс и ангидрит.

Получают металлич. K. двумя методами: электролизом расплава CaCl2 c использованием медно-кальциевого анода получают сплав Ca - Cu (65% Ca), из к-рого в вакууме при 950-1000°C отгоняют Ca; при прокаливании смеси CaO и порошкообразного Al при 1200°C в вакууме выделяющиеся по реакции 6CaO+2Al=3CaOAl2O3+3Ca пары кальция конденсируют на холодной поверхности.

Mеталлич. K. находит применение при получении антифрикционных сплавов Pb - Na - Ca; сплав Pb - Ca используется для изготовления оболочки электрич. кабелей. K. применяется также в качестве восстановителя U, Th, Cr, V, Zr и редкоземельных элементов из их оксидов или галогенидов, для удаления серы из нефтепродуктов, обезвоживания органических растворителей, в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах и др.A. M. Бычков.

Большой энциклопедический политехнический словарь

[от лат. calx(calcis) - известь; впервые был выделен из гашёной извести] - хим. элемент из группы щёлочноземельных металлов, символ Са (лат. Calcium), ат. н. 20, ат. м. 40,08. К. - серебристо-белый, лёгкий металл; плотн. 1540 кг/м3, tnл 842 °С. По распространённости в земной коре занимает среди элементов 5-е место (после кислорода, кремния, алюминия и железа). Гл. минералы: кальцит (мел, мрамор, известняк), ангидрит, гипс, флюорит (плавиковый шпат). В виде чистого металла К. применяют как восстановитель мн. редких и тугоплавких металлов из их соединений. К. используют также как раскислитель сталей, бронз и др. сплавов. Компонент свинцовых сплавов (антифрикц., кабельных и аккумуляторных). Соединения К. (известь, цемент и др.) широко применяются в стр-ве.

Большая политехническая энциклопедия

КАЛЬЦИЙ — хим. элемент, символ Са (лат. Calcium), ат. н. 20, ат. м. 40,08; серебристо-белый металл, принадлежит к щёлочноземельным металлам, плотность 1540 кг/м3, tпл = 851 °С. К. в виде чистого металла применяют как восстановитель многих редких и тугоплавких металлов из их соединений. Его используют также как раскислитель сталей, бронз и др. сплавов. К. входит в состав антифрикционных материалов. Широко применяют минералы кальция. Так, известняк используют в производстве извести, цемента, силикатного кирпича и непосредственно как строительный материал, в металлургии — как флюс, в хим. промышленности — для производства карбида кальция, соды (углекислого кальция), едкого натра (гидроксида натрия), хлорной извести (дихлорида кальция), удобрений, применяют его также в производстве сахара, стекла и др. Практическое значение имеют кальцийсодержащие минералы — мел, мрамор, гипс, флюорит, исландский шпат и др.

Русско-английский политехнический словарь

calcium

* * *

ка́льций м.

calcium, Ca

* * *

calcium

Dictionnaire technique russo-italien

м.

calcio m, Ca

Русско-украинский политехнический словарь

(элемент) Ка́льцій, -цію;(простое вещество) ка́льцій, -цію, ва́пень, -ню, вапне́ць, -цю́

- азотистый кальций

- борнокислый кальций

- водородистый кальций

- лимоннокислый кальций

- свинцовокислый кальций

- фосфористый кальций

Русско-украинский политехнический словарь

(элемент) Ка́льцій, -цію;(простое вещество) ка́льцій, -цію, ва́пень, -ню, вапне́ць, -цю́

- азотистый кальций

- борнокислый кальций

- водородистый кальций

- лимоннокислый кальций

- свинцовокислый кальций

- фосфористый кальций

Естествознание. Энциклопедический словарь

(лат. Calcium), хим. элемент II гр. периодич. системы, относится к щёлочноземельным металлам. Назв. от лат. calx, род. п. calcis -известь. Серебристо - белый металл, плотн. 1,54 г/см3, tnл 842 °С. При обычной темп-ре легко окисляется на воздухе. По распространённости в земной коре занимает 5-е место (3,38% по массе; минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и др. металлов из их соед., для раскисления сталей, бронз и т.д. Входит в состав антифрикц. материалов. Соед. К. применяют в стр-ве (известь, цемент), препараты К.- в медицине.

КАЛЬЦИЙ

Юридическая энциклопедия

Его получают алюмотермическим восстановлением оксида кальция или электролизом расплавленного хлорида кальция. Кальций представляет собой белый металл (удельный вес 1,57), используется при очистке аргона, при рафинировании меди или стали, в производстве циркония, гидрида кальция (гидролит), в антифрикционных сплавах и т.п

Источник: "Пояснения к Товарной номенклатуре внешнеэкономической деятельности Российской Федерации (ТН ВЭД России)" (подготовлены ГТК РФ) (том 1, разделы I - VI, группы 1 - 29)