KALSIYUM: ÖZELLIKLERI, YAPISI, ELDE EDILMESI, KULLANIMLARI - KIMYA - 2024

Kalsiyum 2 (Bay Becambara) grubu periyodik tablodaki ait bir alkali toprak metaldir. Bu metal yer kabuğunda bulunan elementler arasında bol miktarda beşinci sırada yer alır; demir ve alüminyumun arkasında. Kimyasal sembol Ca ile temsil edilir ve atom numarası 20'dir.

Kalsiyum yer kabuğunun% 3.64'ünü temsil eder ve ağırlığının% 2'sini temsil eden insan vücudunda en bol bulunan metaldir. Doğası gereği özgür değildir; ancak çok sayıda mineral ve kimyasal bileşiğin bir parçasıdır.

Oksijen ve nemden korumak için mineral yağda depolanan yüksek saflıkta metalik kalsiyum. Kaynak: 2 × 910

Örneğin, kireçtaşının bir parçası olan mineral kalsit içinde bulunur. Kalsiyum karbonat yeryüzünde mermer, dolomit, yumurta kabuğu, mercan, inci, sarkıt, dikit gibi birçok deniz canlısı veya salyangozun kabuğunda bulunur.

Ek olarak, kalsiyum alçıtaşı, anhidrit, florit ve apatit gibi diğer minerallerin bir parçasıdır. Kültürel düzeyde kemiklerle eşanlamlı olması şaşırtıcı değildir.

Havaya maruz kaldığında kalsiyum, kalsiyum oksit, nitrür ve hidroksit karışımının ürünü olan sarımsı bir kaplama ile kaplanır. Bununla birlikte, yeni kesilmiş yüzey parlak, gümüşi beyazımsıdır. Mohs ölçeğinde 1.75 sertliğe sahip yumuşaktır.

Kalsiyum, canlılarda çok sayıda işlevi yerine getirir, bunların arasında kemik sisteminin yapısını ve işleyişini belirleyen bileşiklerin bir parçasıdır; Faktör IV olarak tanımlanan birkaç pıhtılaşma faktörünü aktive ederek pıhtılaşma kademesine müdahale eder.

Ayrıca, kalsiyum kas kasılmasında rol oynar ve kasılma proteinlerinin (aktin ve miyozin) birleşmesine izin verir; ve asetilkolin dahil bazı nörotransmiterlerin salınmasını kolaylaştırır.

Kimyasal olarak hemen hemen her zaman iki değerlikli katyon Ca2 ⁺ gibi organik veya inorganik bileşiklerine katılır . Koordinasyon numarası en yüksek olan katyonlardan biridir yani aynı anda birkaç molekül veya iyonla etkileşime girebilir.

Tarih

Antik çağlarda

Kireç (CaO) veya alçıtaşı (CaSO ₄ ) gibi kalsiyum bileşikleri , kimyasal yapıları göz ardı edilerek binlerce yıldır insanlar tarafından kullanılmaktadır. Yapı malzemesi olarak kireç ve heykel yapımında alçı M.Ö. 7000 yıllarında kullanılmıştır.

Mezopotamya'da M.Ö. 2500 yılında kullanılmış bir kireç ocağı bulundu.Yakın bir süre içinde Büyük Giza Piramidi'nin inşası sırasında alçıtaşı kullanıldı.

Tanımlama ve izolasyon

Joseph Black (1755), kirecin, kökenini veren kireçtaşından (kalsiyum karbonat) daha hafif olduğunu açıklamıştır. Bunun nedeni ısıtma sırasında karbondioksit kaybetmesidir.

Antoine Lavoiser (1787), kirecin bilinmeyen bir kimyasal elementin oksidi olması gerektiği sonucuna vardı.

Sir Humphrey Davy (1808) tam da boru keşfettiği yıl, aynı şeyi kalsiyumla, Jakar Berzelius ve Magnus Martin tarafından kullanılan elektroliz tekniğini kullanarak yaptı.

Davy, aynı deneysel tasarımı kullanarak kalsiyum ve magnezyum izole etti. Kalsiyum oksidi cıva (II) oksit ile anot (+) olarak kullanılan bir platin plaka üzerinde karıştırırken, katot (-) kısmen cıvaya batırılmış bir platin teldi.

Elektroliz bir kalsiyum ve cıva karışımı üretti. Kalsiyumun saflaştırılması için amalgam damıtmaya tabi tutuldu. Ancak saf kalsiyum elde edilmedi.

Özellikleri

Fiziksel tanım

Simli-beyazımsı metal, havaya maruz kaldığında grimsi beyaza dönüşür. Nemli havada bulutlu mavi-gri bir renk alır. Katı veya kuru toz. Kristal yapı yüzün merkezindedir.

Atom ağırlığı

40.078 g / mol.

Erime noktası

842 ° C

Kaynama noktası

1.484 ° C

Yoğunluk

-1.55 g / cm ³ oda sıcaklığında karıştırıldı.

-1,378 gr / cm ³ erime noktası sıvı halde.

Füzyon ısısı

8,54 kJ / mol.

Buharlaşma ısısı

154.7 kJ / mol.

Molar kalori kapasitesi

25.929 J / (mol · K).

Spesifik kalori kapasitesi

0,63 J / gK

Elektronegativite

Pauling ölçeğinde 1.0

İyonlaşma enerjisi

İlk iyonizasyon 589.8 kJ / mol

- İkinci iyonizasyon 1.145 kJ / mol

-Üçüncü iyonizasyon 4.912 kJ / mol

-Dördüncü iyonlaşma 6.490.57 kJ / mol ve 4 tane daha iyonizasyon enerjisi vardır.

Atomik radyo

197 pm

Kovalent yarıçap

176 ± 22

Termal Genleşme

20 ° C'de 22,3 µm / m · K

Isıl iletkenlik

201 W / m K

Elektriksel direnç

20 ° C'de 336 nΩ · m

Sertlik

Mohs ölçeğinde 1,75.

izotopları

Kalsiyumun 6 doğal izotopu vardır: ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca, ⁴⁶ Ca ve ⁴⁸ Ca ve 19 radyoaktif sentetik izotop. En bol bulunan izotoplar ⁴⁰ Ca (% 96.94), ⁴⁴ Ca (% 2.086) ve ⁴² Ca (% 0.647) 'dir.

Reaktivite

Kalsiyum su ile kendiliğinden reaksiyona girerek kalsiyum hidroksit ve hidrojen gazı üretir. Havadaki oksijen ve nitrojen ile reaksiyona girerek sırasıyla kalsiyum oksit ve kalsiyum nitrür üretir. Bölünürken kendiliğinden havada yanar.

Kalsiyum ısıtıldığında, bir halojenür oluşturmak için hidrojenle reaksiyona girer. Ayrıca halojenürler oluşturmak için tüm halojenlerle reaksiyona girer. Ayrıca bor, kükürt, karbon ve fosfor ile reaksiyona girer.

Kalsiyumun yapısı ve elektron konfigürasyonu

Kalsiyum atomları, iki değerlik elektronlarının elektron dalgasına katkıda bulunan metalik bağlarla birleştirilir. Böylece, Ca atomları ve ortaya çıkan elektronik bantlar arasındaki etkileşim, yüz merkezli kübik yapıya sahip bir kristali tanımlayarak sonuçlanır (İspanyolca'da ccc; veya yüz merkezli kübik için İngilizce'de fcc).

Bu kalsiyum ccc kristali 450 ° C civarındaki bir sıcaklığa kadar ısıtılırsa, hcp fazına (kompakt altıgen veya en yakın paketli altıgen) geçiş yapar. Başka bir deyişle, elektronların hareketi ve atomların titreşimleri onları ayıran mesafeyi daraltmış gibi yapı daha yoğun hale gelir.

Kalsiyum atomu aşağıdaki elektronik konfigürasyona sahiptir:

4s ²

Bu, bu metal için iki değerlik elektronunun en dıştaki 4s yörüngesinden geldiğini açıklar. Onları kaybettiğinde, iki değerlikli katyon Ca2 ^{+ oluşur} , soy gaz argonuna izoelektronik; yani, hem Ar hem de Ca2 ⁺ aynı sayıda elektrona sahiptir.

Bu kristallerin değerlik bandını oluşturmak için birleşen 4s kalsiyum yörüngesidir. Aynısı, bir iletim bandı oluşturan boş 4p orbitallerinde de olur.

edinme

Kalsiyum ticari olarak erimiş kalsiyum klorürün elektrolizi ile üretilir. Elektrotlarda aşağıdaki reaksiyonlar meydana gelir:

Anotta: 2Cl ^- (l) => Cl ₂ (g) + 2e ^-

Kalsiyum, iyonik kalsiyumdan elektronları yakalayarak katot üzerinde bir metal olarak biriktirilir.

Katotta: Ca ²⁺ (l) + 2 e ^- => Ca (s)

Küçük ölçekte kalsiyum, kalsiyum oksidi alüminyum ile veya kalsiyum klorürü metalik sodyum ile indirgeyerek üretilebilir.

6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca ₃ Al ₂ O ₆

CaCl ₂ + 2 Na => Ca + NaCl

Uygulamalar

Elemental kalsiyum

Kalsiyum, cam ampullerin imalatında katkı maddesi olarak kullanılır ve ilk imalat aşamasında ampule eklenir. Ayrıca ampulün içinde kalan gazlarla birleşecek şekilde sonuna eklenir.

Bakır ve çelik gibi metallerin üretiminde parçalayıcı olarak kullanılır. Kalsiyum ve sezyum alaşımı, çakmakların çakmaklarında kıvılcım oluşturmak için kullanılır. Kalsiyum indirgeyici bir ajandır, ancak aynı zamanda deoksidasyon ve deoksidasyon uygulamalarına da sahiptir.

Kalsiyum, oksitlerinden krom, toryum, uranyum, zirkonyum ve diğerleri gibi metallerin hazırlanmasında kullanılır. Alüminyum, bakır, kurşun, magnezyum ve diğer baz metaller için bir alaşımlama maddesi olarak kullanılır; ve bazı yüksek sıcaklık alaşımları için deoksidizör olarak.

Kurşunlu alaşımlı kalsiyum (% 0,04), telefon kabloları için bir kılıf görevi görür. Ortopedik implantlarda ömürlerini uzatmak için magnezyum ile alaşım halinde kullanılır.

Kalsiyum karbonat

Seramik, cam, plastik ve boyalarda dolgu malzemesi olmasının yanı sıra kireç üretimi için bir hammaddedir. Yüksek saflıkta sentetik karbonat, tıbbi olarak antasit ve diyet kalsiyum takviyesi olarak kullanılır. Ayrıca gıdalarda katkı maddesi olarak kullanılır.

Kalsiyum oksit

Kalsiyum oksit, inşaat sektöründe duvar kaplamalarında kullanılmaktadır. Ayrıca betona dahil edilmiştir. 19. yüzyılda, aşamaları yoğun beyaz ışıkla aydınlatmak için kalsiyum oksit blokları yakıldı.

Kireç (yine kalsiyum oksit), demir malzemede bulunan silikon dioksit (SiO ₂ ) gibi istenmeyen bileşenleri çelikten çıkarmak için kullanılır . Reaksiyonun ürünü, "cüruf" olarak adlandırılan kalsiyum silikattır (CaSiO ₃ ).

Kireç su ile birleşerek kalsiyum hidroksit oluşturur; Bu bileşik topaklanır ve çöker, kirleri tankların dibine sürükler.

Fabrikalardan çıkan dumanları yok etmek için bacaların içi kireçle kaplanmıştır. Örneğin, asit yağmuruna katkıda bulunan kükürt dioksiti (SO ₂ ) yakalar ve onu kalsiyum sülfite (CaSO ₃ ) dönüştürür.

Kalsiyum klorür

Yollardaki buzu kontrol etmek için kalsiyum klorür kullanılır; konservelerde bulunan domates için saç kremi; araba ve kamyon gövdelerinin imalatı.

Kalsiyum sülfat

Genellikle CaSO ₄ · 2H ₂ O (alçıtaşı) olarak sunulur ve toprak düzenleyici olarak kullanılır. Kireçli alçı, karo, levha ve çıta imalatında kullanılır. Kemik kırıklarının hareketsizleştirilmesi için de kullanılır.

Kalsiyum fosfatlar

Doğada çeşitli formlarda bulunan kalsiyum fosfatlar gübre olarak kullanılmaktadır. Asidik kalsiyum tuzu (CaH ₂ PO ₄ ) plastikler için gübre ve stabilizatör olarak kullanılır. Kalsiyum fosfat, kemik dokusunun bir parçası olarak, özellikle hidroksiapatit olarak bulunur.

Diğer kalsiyum bileşikleri

Çeşitli uygulamalara sahip çok sayıda kalsiyum bileşiği vardır. Örneğin, kaynak torçlarında kullanılan asetilen elde etmek için kalsiyum karbür kullanılır. Kalsiyum aljinat, dondurma gibi gıda ürünlerinde kıvam arttırıcı ajan olarak kullanılmaktadır.

Kalsiyum hipoklorit, ağartma maddesi, deodorant, fungisit ve yosun önleyici olarak kullanılır.

Kalsiyum permanganat, roket itici bir sıvıdır. Aynı zamanda su arıtma maddesi olarak ve tekstil üretiminde kullanılır.

Biyolojik fonksiyon

Kalsiyum canlılarda çok sayıda işlevi yerine getirir:

-Pıhtılaşma kaskadına Faktör IV olarak müdahale eder.

-Trombin dahil birçok pıhtılaşma faktörünün aktivasyonu için gereklidir.

- İskelet kasında kalsiyum, bir protein sisteminin kas kasılması üzerindeki inhibitör etkisini serbest bırakır ve kasılmaya neden olan aktin-miyozin köprülerinin oluşmasına izin verir.

-Uyarılabilir hücrelerin iyonik kanallarını stabilize eder. Hipokalsemide, sodyum kanalları aktive olur ve bu da sodyumun hücrelere girmesine neden olarak ölümcül olabilen sürekli bir kasılma (tetani) oluşturur.

-Ek olarak, kalsiyum nörotransmiter asetilkolinin presinaptik terminallerde salınmasına yardımcı olur.

Riskler ve önlemler

Su ile ekzotermik reaksiyona girer. Bu nedenle yutulduğunda ağızda, yemek borusunda veya midede ciddi yaralanmalara neden olabilir.

Kalsiyum elementinin üretildiği veya metalin uygulandığı yerlerde işçiler bu riske maruz kalmaktadır. Önlemler, toz, giysi ve yeterli havalandırmanın solunmasını engelleyen maskelerle kendini korumaktır.

Hiperkalsemi son derece tehlikelidir ve temel olarak paratiroid hormonunun aşırı salgılanmasından veya aşırı miktarda D vitamini alımından kaynaklanabilir.Örneğin 2,5 g / gün'den fazla kalsiyum alımı, nadiren hiperkalseminin bir nedenidir. .

Böbreklerde aşırı kalsiyum birikerek böbrek taşlarına ve böbrek nefrozuna neden olur. Ek olarak, kan damarlarının duvarlarında kalsiyum birikimi, elastikiyetini değiştirir, bu da hipertansiyon, yavaş kan akışı ve trombozun nedeni olabilir.

Doktor hastanın semptomlarında hiperkalsemiden şüphelenmesine neden olan özellikleri gözlemlediğinden ve uygun tedaviyi başlattığından, laboratuvar testleri arasına kalseminin dahil edilmesi temel bir önlemdir.

Referanslar

1. W. Hull. (1921). Kalsiyumun Kristal Yapısı. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
2. Vikipedi. (2019). Kalsiyum. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
3. Advameg, Inc. (2019). Kalsiyum. Kimya Açıklandı. Chemistryexplained.com'dan kurtarıldı
4. Timothy P. Hanusa. (11 Ocak 2019). Kalsiyum. Encyclopædia Britannica. Britannica.com'dan kurtarıldı
5. Ulusal Biyoteknoloji Bilgi Merkezi. (2019). Kalsiyum. PubChem Veritabanı. CID = 5460341. Kaynak: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. WebElements. (2019). Kalsiyum: esaslar. Webelements.com adresinden kurtarıldı