Кальций краткая характеристика. Кальций (Ca, Calcium)

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

Размещение электронов по орбиталям.

+20Са… |3s 3p 3d | 4s

Кальций называется щелочноземельным металлом, его относят к S - элементам. На внешнем электронном уровне у кальция два электрона, поэтому он даёт соединения: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 и т.д. Кальций относится к типичным металлам - он имеет большое сродство к кислороду, восстанавливает почти все металлы из их окислов, образует довольно сильное основание Ca(OH)2.

Кристаллические решётки металлов могут быть различных типов, однако для кальция характерна гранецентрированная кубическая решётка.

Размеры, форму и взаимное расположение кристаллов в металлах излучают металлографическими методами. Наиболее полную оценку структуры металла в этом отношении даёт микроскопический анализ его шлифа. Из испытуемого металла вырезают образец и его плоскость шлифуют, полируют и протравливают специальным раствором (травителем). В результате травления выделяется структура образца, которую рассматривают или фотографируют с помощью металлографического микроскопа.

Кальцый - лёгкий металл (d = 1,55), серебристо-белого цвета. Он более твёрд и плавится при более высокой температуре (851 °С) по сравнению с натрием, который расположен рядом с ним в периодической системе. Это объясняется тем, что на один ион кальция в металле приходится два электрона. Поэтому химическая связь между ионами и электронным газом у него более прочная, чем у натрия. При химических реакциях валентные электроны кальция переходят к атомам других элементов. При этом образуются двухзарядные ионы.

Кальций обладает большой химической активностью по отношению к металлам, особенно к кислороду. На воздухе он окисляется медленнее щелочных металлов, так как окисная плёнка на нём менее проницаема для кислорода. При нагревании кальций сгорает с выделением громадных количеств теплоты:

C водой кальций вступает в реакцию, вытесняя из неё водород и образуя основание:

Са + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Благодаря большой химической активности к кислороду кальций находит некоторое применение для получения редких металлов из их окислов. Окислы металлов нагревают совместно с кальциевой стружкой; в результате реакций получается окись кальция и металл. На этом же свойстве основано применение кальция и его некоторых сплавов для так называемого раскисления металлов. Кальций добавляют в расплавленный металл, и он удаляет следы растворённого кислорода; образующаяся окись кальция всплывает на поверхность металла. Кальций входит в состав некоторых сплавов.

Получают кальций электролизом расплавленного хлорида кальция или алюминотермическим методом. Окись кальция, или гашеная известь, представляет собой порошок белого цвета, плавится она при 2570 °С. Получают её прокаливанием известняка:

СаСО3 = СаО + СО2^

Окись кальция - основной окисел, поэтому она вступает в реакцию с кислотами и ангидридами кислот. С водой она даёт основание - гидроокись кальция:

СаО + H2О = Са(ОН)2

Присоединение воды к окиси кальция, называемое гашением извести, протекает с выделением большого количества теплоты. Часть воды при этом превращается в пар. Гидроокись кальция, или гашеная известь, - вещество белого цвета, немного растворимое в воде. Водный раствор гидроокиси кальция называется известковой водой. Такой раствор обладает довольно сильными щелочными свойствами, так как гидроокись кальция хорошо диссоциирует:

Са(ОН)2 = Са + 2ОН

По сравнению с гидратами окислов щелочных металлов гидроокись кальция - более слабое основание. Объясняется это тем, что ион кальция двухзарядный и более сильно притягивает гидроксильные группы.

Гашеная известь и её раствор, называемый известковой водой, вступают в реакции с кислотами и ангидридами кислот, в том числе и с двуокисью углерода. Известковая вода служит в лабораториях для открытия двуокиси углерода, так как образующийся нерастворимый углекислый кальций вызывает помутнение воды:

Са + 2ОН + СО2 = СаСО3v + Н2О

Однако при длительном пропускании двуокиси углерода раствор снова становится прозрачным. Это объясняется тем, что карбонат кальция превращается в растворимую соль - гидрокарбонат кальция:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2

В промышленности кальций получают двумя способами:

Нагреванием брикетированной смеси СаО и порошка Аl при 1200 °С в вакууме 0,01 - 0,02 мм. рт. ст.; выделяющиеся по реакции:

6СаО + 2Аl = 3CaO · Al2O3 + 3Ca

Пары кальция кондонсируются на холодной поверхности.

Электролизом расплава СаСl2 и КСl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Сu - Ca (65% Ca), из которого кальций отгоняют при температуре 950 - 1000 °С в вакууме 0,1 - 0,001 мм.рт.ст.

Разработан также способ получения кальция термической диссоциацией карбида кальция СаС2.

Кальций принадлежит к числу самых распространённых в природе элементов. В земной коре его содержится приблизительно 3% (масс.). Соли кальция образуют в природе большие скопления в виде карбонатов (мел, мрамор), сульфатов (гипс), фосфатов (фосфоритов). Под действием воды и двуокиси углерода карбонаты переходят в раствор в виде гидрокарбонатов и переносятся подземными и речными водами на большие расстояния. При вымывании солей кальция могут образовываться пещеры. За счёт испарения воды или повышения температуры на новом месте могут образовываться отложения карбоната кальция. Так, например, образуются сталактиты и сталагмиты в пещерах.

Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей (100 - 200 мг. солей кальция - в 1 л. в пересчёте на ионы) вода считается жёсткой. В такой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, и при кипячении она даёт на стенках паровых котлов накипь. Накипь плохо проводит теплоту, вызывает увеличение расхода топлива и ускоряет изнашивание стенок котла. Образование накипи - сложный процесс. При нагревании кислые соли угольной кислоты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые карбонаты:

Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3v

Растворимость сульфата кальция СаSO4 при нагревании также снижается, поэтому он входит в состав накипи.

Жёсткость вызванная присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, называется карбонатной или временной, так как она устраняется при кипячении. Помимо карбонатной жёсткости, различают ещё некарбонатную жёсткость, которая зависит от содержания в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. Эти соли не удаляются при кипячении, и поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью. Карбонатная и некарбонатная жёсткость в сумме даёт общую жёсткость.

Для полного устранения жёсткости воду иногда перегоняют. Для устранения карбонатной жёсткости воду кипятят. Общую жёсткость устраняют или добавлением химических веществ, или при помощи так называемых катионитов. При использовании химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты, например добавляют известковое молоко и соду:

Са + 2НСО3 + Са + 2ОН = 2Н2О + 2СаСО3v

Са + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Устранение жёсткости при помощи катионитов - процесс более совершенный. Катиониты - сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомалекулярные органические соединения), состав которых можно выразить формулой Na2R, где R - сложный кислотный остаток. При фильтровании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg:

Са + Na2R = 2Na + CaR

Следовательно, ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его промывают раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: ионы Са в катионите заменяются на ионы Na:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Регенерированный катионит можно снова применять для очистки воды.

В виде чистого металла Са применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов и их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и других сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примесей азота и в качества поглотителя газов в электровакуумных приборах. Большое применение в технике получили антификционные 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.

Кальций - один из биогенных элементов, необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных и растений. Лишь редкие организмы могут развиваться в среде, лишённой Са. У некоторых организмов содержание Са достигает 38% : у человека - 1,4 - 2 %. Клетки растительных и животных организмов нуждаются в строго определённых соотношениях ионов Са, Na и К во внеклеточных средах. Растения получают Са из почвы. По их отношению к Са растения делят на кальцефилов и кальцефобов. Животные получают Са с пищей и водой. Са необходим для образования ряда клеточных структур, поддержания нормальной проницаемости наружных клеточных мембран, для оплодотворения яйцеклеток рыб и других животных, активизации ряда ферментов. Ионы Са передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая его сокращение, увеличивают силу сердечных сокращений, повышают фагоцитарную функцию лейкоцитов, активируют систему защитных белков крови, участвуют в её свёртывании. В клетках почти весь Са 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 % Са может быть связано с белками. У животных, обладающих скелетом, до 97 - 99 % всего Са используется в качестве строительного материала: у беспозвоночных в основном в виде СаСО3 (раковина моллюсков, кораллы), у позвоночных - в виде фосфатов. Многие беспозвоночные запасают Са перед линькой для построения нового скелета или для обеспечения жизненных функций в неблагоприятных условиях. Содержание Са в крови человека и высших животных регулируется гормонами паращитовидных и щитовидной желёз. Важнейшую роль в этих процессах играет витамин D. Всасывание Са происходит в переднем отделе тонкого кишечника. Усвоение Са ухудшается при снижении кислотности в кишечнике и зависит от соотношения Са, фосфора и жира в пище. Оптимальные соотношения Са/Р в коровьем молоке около 1,3 (в картофеле 0,15, в бобах 0,13, в мясе 0,016). При избытке в пище Р и щавелевой кислоты всасывание Са ухудшается. Желчные кислоты ускоряют его всасывание. Оптимальные соотношения Са/жир в пище человека 0,04 - 0,08 г. Са на 1г. жира. Выделение Са происходит главным образом через кишечник. Млекопитающие в период лактации теряют много Са с молоком. При нарушениях фосфорно-кальциевого обмена у молодых животных и детей развивается рахит, у взрослых животных - изменение состава и строения скелета (остеомаляция).

В медицине препаратов Са устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Са в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Са снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, сонная лихорадка и др.). Препараты Са уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных процессах (пневмания, плеврит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают каккровоостанавливающее средство, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки, как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с другими средствами препараты Са применяют для стимулирования родовой деятельности. Хлористый Са вводят через рот и внутривенно. Оссокальцинол (15 % -ная стерильная суспензия особым образом приготовленного костного порошка в персиковом масле) предложен для тканевой терапии.

К препаратам Са относятся также гипс (СаSО4), применяемый в хирургии для гипсовых повязок, и мел (СаСО3), назначаемый внутрь при повышенной кислотности желудочного сока и для приготовления зубного порошка.

Кальций I Ка́льций (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 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 мышц) в передаче нервного импульса, в реакции мышц на нервное 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. 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 Са 2+ , в которой принимает участие специфическая Са 2+ -зависимая , 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 (депо К.), печень ( с желчью), и кальцитонин, а также D (1,25-диокси-холекальциферол). 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 , увеличивает реабсорбцию К. в почечных канальцах. При гипокальциемии паратгормона значительно повышается. , 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 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 становится способным взаимодействовать с миозином; соединяясь, эти два белка образуют , и мышца сокращается. В процессе образования актомиозина происходит АТФ, химическая энергия которого обеспечивает выполнение механической работы и частично рассеивается в виде тепла. Наибольшая сократительная скелетной наблюдается при концентрации кальция 10 -6 -10 -7 моль ; при понижении концентрации ионов К. (менее 10 -7 моль ) мышечное 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 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 . В сутки взрослый 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. К. происходит главным образом в проксимальных отделах тонкой кишки. 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 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 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 () К. или недостаточность () 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 , нефропатия. 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 . 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 , 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() + 2() + 3 г /100 мл .

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

II Ка́льций (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.

1. Малая медицинская энциклопедия. - М.: Медицинская энциклопедия. 1991-96 гг. 2. Первая медицинская помощь. - М.: Большая Российская Энциклопедия. 1994 г. 3. Энциклопедический словарь медицинских терминов. - М.: Советская энциклопедия. - 1982-1984 гг .

Синонимы :

- (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… … Современная энциклопедия

Металл серебристо белого цвета, вязкий, ковкий, на воздухе быстро окисляющийся. Темп pa плавления 800 810°. В природе встречается в виде различных солей, образующих залежи мела, известняка, мрамора, фосфоритов, апатитов, гипса и др. На жел. дор.… … Технический железнодорожный словарь

- (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,… … Большой Энциклопедический словарь

- (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… … Научно-технический энциклопедический словарь

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%),… … Геологическая энциклопедия

КАЛЬЦИЙ, кальция, мн. нет, муж. (от лат. calx известь) (хим.). Химический элемент металл серебристо белого цвета, содержащийся в извести. Толковый словарь Ушакова. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 … Толковый словарь Ушакова Физическая энциклопедия

Введение

Свойства и применение кальция

1 Физические свойства

2 Химические свойства

3 Применение

Получение кальция

1 Электролитическое получение кальция и его сплавов

2 Термическое получение

3 Вакуум-термический способ получения кальция

3.1 Алюминотермический способ восстановления кальция

3.2 Силикотермический способ восстановления кальция

Практическая часть

Список используемой литературы

Введение

Химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый легкий металл. Природный элемент представляет смесь шести стабильных изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, из которых наиболее распространен 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 века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозем и кремнезем - вещества сложные. В 1808 году Г. Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с оксидом ртути, приготовил амальгаму Ca, а отогнав из нее ртуть, получил металл, названный "Кальций" (от лат. calx, род. падеж calcis - известь).

Способность кальция связывать кислород и азот позволила применить его для очистки инертных газов и как геттер (Геттер - вещество, служащее для поглощения газов и создания глубокого вакуума в электронных приборах.) в вакуумной радиоаппаратуре.

Кальций используют и в металлургии меди, никеля, специальных сталей и бронз; им связывают вредные примеси серы, фосфора, избыточного углерода. В тех же целях применяют сплавы кальция с кремнием, литием, натрием, бором, алюминием.

В промышленности кальций получают двумя способами:

) Нагреванием брикетированной смеси СаО и порошка Аl при 1200 °С в вакууме 0,01 - 0,02 мм. рт. ст.; выделяющиеся по реакции:

СаО + 2Аl = 3CaO · Al2O3 + 3Ca

Пары кальция кондонсируются на холодной поверхности.

) Электролизом расплава СаСl2 и КСl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Сu - Ca (65% Ca), из которого кальций отгоняют при температуре 950 - 1000 °С в вакууме 0,1 - 0,001 мм.рт.ст.

) Разработан также способ получения кальция термической диссоциацией карбида кальция СаС2.

Кальций весьма распространен в природе в форме различных соединений. В земной коре он занимает пятое место, составляя 3,25 %, и чаще всего встречается в виде известняка CaCO3, доломита CaCO3· Mg CO3, гипса CaSO4· 2H2O, фосфорита Ca3(PO4)2 и плавикового шпата CaF2, не считая значительной доли кальция в составе силикатных пород. В морской воде содержится в среднем 0,04% (вес.) кальция.

В данной курсовой работе изучены свойства и применение кальция, а так же подробно рассмотрена теория и технологии вакуум-термических способов его получения.

. Свойства и применение кальция

.1 Физические свойства

Кальций - серебристо-белый металл, но на воздухе тускнеет из-за образования оксида на его поверхности. Это пластичный металл тверже свинца. Кристаллическая решетка ?-формы Ca (устойчивой при обычной температуре) гранецентрированная кубическая, а = 5,56Å. Атомный радиус 1,97Å, ионный радиус Ca2+, 1,04Å. Плотность 1,54 г/см3(20 °C). Выше 464 °C устойчива гексагональная ?-форма. tпл 851 °C, tкип 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·°C); удельная теплоемкость (0-100 °C) 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). Кальций достаточно высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием .

1.2 Химические свойства

Кальций - активный металл. Так при обычных условиях он легко взаимодействует с кислородом воздуха и галогенами:

Са + О2 = 2 СаО (оксид кальция) (1)

Са + Вr2 = СаВr2 (бромид кальция). (2)

С водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и другими неметаллами кальций реагирует при нагревании:

Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция) (3)

Са + N2 = Са3N2 (нитрид кальция) (4)

Са + S = СаS (сульфид кальция) (5)

Са + 2 Р = Са3Р2 (фосфид кальция) (6)

Са + 2 С = СаС2 (карбид кальция) (7)

С холодной водой кальций взаимодействует медленно, а с горячей - очень энергично, давая сильное основание Са(ОН)2:

Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2 (8)

Будучи энергичным восстановителем, кальций может отнимать кислород или галогены от оксидов и галогенидов менее активных металлов, т. е. обладает восстановительными свойствами:

Са + Nb2О5 = СаО + 2 Nb; (9)

Са + 2 NbСl5 = 5 СаСl2 + 2 Nb (10)

Кальций энергично взаимодействует с кислотами с выделением водорода, реагирует с галогенами, с сухим водородом с образованием гидрида СаН2. При нагревании Кальций с графитом образуется карбид СаС2. Кальций получают электролизом расплавленного CaCl2 или алюминотермическим восстановлением в вакууме:

6СаО + 2Al = 3Ca + 3CaO·Al2О3 (11)

Чистый металл используют для восстановления соединений Cs, Rb, Cr, V, Zr, Th, U до металлов, для раскисления сталей .

1.3 Применение

Кальций находит все возрастающее.применение в различных отраслях производства. В последнее время он приобрел большое значение как восстановитель при получении ряда металлов.

Чистый металлический. уран получается восстановлением металлическим кальцием фтористого урана. Кальцием или его гидридами можно восстанавливать окислы титана, а также окислы циркония, тория, тантала, ниобия, других редких металлов.

Кальций является хорошим раскислителем и дегазатором при получении меди, никеля, хромоникелевых сплавов, специальных сталей, никелевых и оловянистых бронз; он удаляет из металлов и сплавов серу, фосфор, углерод.

Кальций образует с висмутом тугоплавкие соединения, поэтому его применяют для очистки свинца от висмута.

Кальций добавляют в различные легкие сплавы. Он способствует улучшению поверхности слитков, мелкозернистости и понижению окисляемости.

Большое распространение имеют содержащие кальций подшипниковые сплавы. Свинцовые сплавы (0,04 % Са) могут применяться для изготовления оболочек кабеля .

В технике применяются антифрикционные сплавы Кальция со свинцом. Широко применяются минералы Кальция. Так, известняк используют в производстве извести, цемента, силикатного кирпича и непосредственно как строительный материал, в металлургии (флюс), в химической промышленности для производства карбида кальция, соды, едкого натра, хлорной извести, удобрений, в производстве сахара, стекла.

Практическое значение имеют мел, мрамор, исландский шпат, гипс, флуорит и др. . Благодаря способности связывать кислород и азот кальций или сплавы кальция с натрием и другими металлами применяют для очистки благородных газов и как геттер в вакуумной радиоаппаратуре. Кальций так же применяется для получения гидрида, который является источником водорода в полевых условиях .

2. Получение кальция

Существует несколько способов получения кальция, это электролитическое, термическое, вакуум-термическое.

.1 Электролитическое получение кальция и его сплавов

Сущность метода заключается в том, что катод первоначально касается расплавленного электролита. В месте соприкосновения образуется хорошо смачивающая катод жидкая капля металла, которая при медленном и равномерном поднятии катода выводится вместе с ним из расплава и застывает. При этом застывающая капля покрывается твердой пленкой электролита, защищающий металл от окисления и азотирования. Путем непрерывного и осторожного подъема катода кальций вытягивается в стержни.

2.2 Термическое получение

кальций химический электролитический термический

·Хлоридный процесс: технология состоит из расплавления и обезвоживания хлористого кальция, расплавления свинца, получения двойного сплава свинец - натрий, получение тройного сплава свинец - натрий - кальций и разбавления тройного сплава свинцом после удаления солей. Реакция с хлористым кальцием протекает согласно уравнению

CaCl2 + Na2Pb5=2NaCl + PbCa + 2Pb (12)

·Карбидный процесс: в основе получения свинцово-кальциевого сплава лежит реакция между карбидом кальция и расплавленным свинцом согласно уравнению

CaC2 + 3Pb = Pb3Ca + 2C . (13)

2.3 Вакуум-термический способ получения кальция

Сырье для вакуум-термического способа

Сырьем для термического восстановления окиси кальция является известь, получаемая обжигом известняка. Основные требования к сырью заключаются в следующем: известь должна быть как можно чище и содержать минимум примесей, способных восстанавливаться и переходить в металл наряду с кальцием, особенно щелочных металлов и магния. Обжиг известняка должен производиться до полного разложения карбоната, однако не до его спекания, так как восстановимость спеченного материала ниже. Обожженный продукт необходимо предохранять от поглощения им влаги и углекислоты, выделение которых при восстановлении снижает показатели процесса. Технология обжига известняка и переработки обожженного продукта аналогична обработке доломита для силикотермического способа получения магния.

.3.1 Алюминотермический способ восстановления кальция

На диаграмме температурной зависимости изменения свободной энергии окисления ряда металлов (рис. 1) видно, что окись кальция является одним из наиболее прочных и трудно восстанавливаемых окислов. Она не может быть восстановлена другими металлами обычным путем - при относительно невысокой температуре и атмосферном давлении. Напротив, кальций сам является отличным восстановителем других трудно восстанавливаемых соединений и раскислителем для многих металлов и сплавов. Восстановление окиси кальция углеродом вообще невозможно вследствие образования карбидов кальция. Однако благодаря тому, что кальций обладает относительно высокой упругостью пара, его окись может быть восстановлена в вакууме алюминием, кремнием или их сплавами согласно реакции

CaO + Me ? Ca + MeO (14).

Практическое применение пока нашел только алюминотермический способ получения кальция, поскольку восстановить СаО алюминием значительно легче, чем кремнием. По вопросу химизма восстановления окиси кальция алюминием имеются разные взгляды. Л. Пиджен и И. Эткинсон полагают, что реакция протекает с образованием моноалюмината кальция:

СаО + 2Аl = СаО·Al2O3+ 3Са. (15)

В. А. Пазухин и А. Я. Фишер указывают, что процесс идет с образованием трехкальциевого алюмината:

СаО + 2Аl = 3СаО·Al2O3 + 3Са. (16)

По А. И. Войницкому , преобладающим в реакции является образование пятикальциевого трехалюмината:

СаО + 6Аl = 5СаО ·3Al2O3+ 9Са. (17)

Новейшими исследованиями, А. Ю. Тайца и А. И. Войницкого установлено, что алюминотермическое восстановление кальция протекает ступенчато. Вначале выделение кальция сопровождается образованием ЗСаО·AI2O3, который затем реагирует с окисью кальция и алюминием с образованием ЗСаО·3AI2O3. Реакция протекает по следующей схеме:

СаО + 6Аl = 2 (3СаО·Al2O3)+ 2СаО + 2Аl + 6Са

(3СаО·Al2O3) + 2СаО + 2Аl = 5СаО·3Al2O3+ 3Са

CaO+ 6А1 = 5СаО·3Al2O3+ 9Са

Так как восстановление окиси происходит с выделением парообразного кальция, а остальные продукты реакции находятся в конденсированном состоянии, удается легко отделить и сконденсировать его в охлаждаемых участках печи. Основными условиями, необходимыми для вакуум-термического восстановления окиси кальция, являются высокая температура и низкое остаточное давление в системе. Ниже приводится зависимость между температурой и равновесной упругостью паров кальция. Свободная энергия реакции (17), вычисленная для температур 1124-1728° К выражается

FT = 184820 + 6,95Т-12,1 T lg Т.

Отсюда логарифмическая зависимость равновесной упругости пара кальция (мм рт. ст.)

Lg p = 3,59 - 4430\Т.

Л. Пиджен и И. Эткинсон определили экспериментально равновесную упругость пара кальция. Обстоятельный термодинамический анализ реакции восстановления окиси кальция алюминием выполнен И. И. Матвеенко, который дал следующие температурные зависимости равновесного давления паров кальция:

Lg p Ca(1)=8,64 - 12930\T мм рт.ст.

Lg p Ca(2)=8,62 - 11780\Т мм рт.ст.

Lg p Ca(3)=8,75 - 12500\Т мм рт.ст.

Вычисленные и экспериментальные данные сопоставлены в табл. 1.

Таблица 1- Влияние температуры на изменение равновесной упругости паров кальция в системах (1), (2), (3), (3), мм рт.ст.

Температура °СОпытные данныеВычисленные в системах(1)(2)(3)(3)1401 1451 1500 1600 17000,791 1016 - - -0,37 0,55 1,2 3,9 11,01,7 3,2 5,6 18,2 492,7 3,5 4,4 6,6 9,50,66 1,4 2,5 8,5 25,7

Из приведенных данных видно, что в наиболее благоприятных условиях находятся взаимодействия в системах (2) и (3) или (3"). Это отвечает наблюдениям, так как в остатках шихты после восстановления окиси кальция алюминием преобладают пятикальциевый трехалюминат и трехкальциевый алюминат.

Данные о равновесной упругости показывают, что восстановление окиси кальция алюминием возможно при температуре 1100-1150° С. Для достижения практически приемлемой скорости реакции остаточное давление в системе Рост должно быть ниже равновесного Рравн, т. е. должно соблюдаться неравенство Рравн>Рост, и процесс должен проводиться при температурах порядка 1200°. Исследованиями установлено, что при температуре 1200-1250° достигается высокое использование (до 70-75%) и низкий удельный расход алюминия (около 0,6-0,65 кг на кг кальция).

Согласно приведенной выше трактовке химизма процесса, оптимальной по составу является шихта, рассчитанная на образование в остатке 5СаО·3Al2O3. Для повышения степени использования алюминия полезно давать некоторый избыток окиси кальция, однако не слишком большой (10-20%), иначе это отрицательно скажется на других показателях процесса. С увеличением степени измельчения алюминия от частиц 0,8-0,2 мм до минус 0,07 мм (по данным В. А. Пазухина и А. Я. Фишера) использование алюминия в реакции возрастает от 63,7 до 78%.

На использование алюминия влияет также режим брикетирования шихты. Смесь извести и порошкового алюминия следует брикетировать без связующих (чтобы избежать выделения газов в вакууме) при давлении 150 кг/см2. При меньших давлениях использование алюминия уменьшается вследствие ликвации расплавленного алюминия в излишне пористых брикетах, а при больших давлениях - из-за плохой газопроницаемости. Полнота и скорость восстановления также зависят от плотности укладки брикетов в реторте. При укладке их без зазоров, когда газопроницаемость всей садки мала, использование алюминия значительно снижается.

Рисунок 2 - Схема получения кальция вакуум-термическим способом.

Технология алюмино-термического способа

Технологическая схема производства кальция алюминотермическим способом изображена на рис. 2. В качестве исходного сырья применяется известняк, в качестве восстановителя - алюминиевый порошок, приготовленный из первичного (лучше) или вторичного алюминия. Применяемый в качестве восстановителя алюминий, так же как и сырье, не должен содержать примесей легко летучих металлов: магния, цинка, щелочей и др., способных испаряться и переходить в конденсат. Это необходимо учитывать при выборе марок вторичного алюминия.

По описанию С. Лумиса и П. Штауба, в США на заводе фирмы Нью Ингленд Лайм Ко в Ханаане (штат Коннектикут), получают кальций алюминотермическим способом. Применяется известь следующего типичного состава, %: 97,5 СаО, 0,65 MgO, 0,7SiO2, 0,6 Fe2Оз + АlОз, 0,09 Na2О + K2О, 0,5 остальное. Обожженный продукт размалывается на мельнице Раймонда с центробежным сепаратором, тонкость помола составляет (60%) минус 200 меш. В качестве восстановителя применяют алюминиевую пыль, являющуюся отходом при производстве алюминиевого порошка. Обожженная известь из закрытых бункеров и алюминий из барабанов поступают на дозировочные весы и затем в смеситель. После смешения шихта брикетируется сухим способом. На упомянутом заводе восстанавливают кальций в ретортных печах, ранее применявшихся для получения магния силикотермическим способом (рис. 3). Печи обогревают генераторным газом. Каждая печь имеет 20 горизонтальных реторт из жароупорной стали, содержащей 28% Сг и 15% Ni.

Рисунок 3- Ретортная печь для получения кальция

Длина реторты 3 м, диаметр 254 мм, толщина стенки 28 мм. Восстановление происходит в обогреваемой части реторты, а конденсация в охлаждаемом конце, выступающем из речи. Брикеты вводятся в реторту в бумажных мешках, затем вставляются конденсаторы и реторту закрывают. Откачка воздуха производится механическими вакуум-насосами вначале цикла. Затем подключают диффузионные насосы и остаточное давление снижается до 20 мк.

Реторты нагревают до 1200°. Через 12 час. после загрузки реторты открывают и разгружают. Полученный кальций имеет форму пустотелого цилиндра из плотной массы больших кристаллов, осажденных на поверхности стальной гильзы. Основной примесью в кальции является магний, который восстанавливается в первую очередь и в основном концентрируется в прилегающем к гильзе слое. В среднем содержание примесей составляет; 0,5- 1% Mg, около 0,2% Аl, 0,005-0,02% Мn, до 0,02% N, остальные примеси - Си, РЬ, Zn, Ni, Si, Fe - встречаются в пределах 0,005-0,04%. А. Ю. Тайц и А. И. Войницкий для получения кальция алюминотермическим способом применяли полузаводcкую электрическую вакуумную печь с угольными нагревателями и достигали степени использования алюминия 60%, удельного расхода алюминия 0,78 кг, удельного расхода шихты соответственно 4,35 кг и удельного расхода электроэнергии 14 квт\ч на 1 кг металла.

Полученный металл, за исключением примеси магния, отличался относительно высокой чистотой. В среднем содержание примесей в нем составляло: 0,003-0,004% Fe, 0,005-0,008% Si, 0,04-0,15% Mn, 0,0025-0,004% Сu, 0,006-0,009% N, 0,25% Al.

2.3.2 Силикотермический способ восстановления кальция

Весьма заманчивым является силикотермический способ; восстановитель - ферросилиций, реагент значительно более дешевый, чем алюминий. Однако силикотермический процесс труднее осуществить, чем алюминотермический. Восстановление окиси кальция кремнием протекает согласно уравнению

СаО + Si = 2СаО ·SiO2 + 2Са. (18)

Равновесная упругость пара кальция, вычисленная по величинам свободной энергии, составляет:

°С1300140015001600Р, мм рт. ст0,080,150,752,05

Следовательно, в вакууме порядка 0,01 мм рт. ст. восстановление окиси кальция термодинамически возможно при температуре 1300°. Практически для обеспечения приемлемой скорости процесс должен проводиться при температуре 1400-1500°.

Несколько легче идет реакция восстановления окиси кальция силикоалюминием, в которой восстановителями служат и алюминий и кремний сплава. Опытами установлено, что вначале преобладает восстановление алюминием; причем реакция протекает с конечным образованием бСаО·3Al2Оз по схеме, изложенной выше (рис. 1). Восстановление кремнием становится значительным при более высокой температуре, когда большая часть алюминия прореагировала; реакция протекает с образованием 2CaO·SiO2. В суммарном виде реакция восстановления окиси кальция силикоалюминием выражается следующим уравнением:

mSi + п Аl + (4m +2 ?) СаО = m(2СаО ·SiO2) + ?n(5СаО·Al2O3) + (2m +1, 5n) Са.

Исследованиями A. Ю. Тайца и A. И. Войницкого установлено, что окись кальция восстанавливается 75%-ным ферросилицием с выходом металла 50-75% при температуре 1400-1450° в вакууме 0,01-0,03 мм рт. ст.; силикоалюминий, содержащий 60-30% Si и 32-58% Аl (остальное железо, титан и пр.), восстанавливает окись кальция с выходом металла примерно 70% при температурах 1350-1400° в вакууме 0,01-0,05 мм рт. ст. Опытами в полузаводском масштабе доказана принципиальная возможность получения кальция на извести ферросилицием и силикоалюминием. Основной аппаратурной трудностью является подбор стойкой в условиях этого процесса футеровки.

При решении этой задачи способ может быть реализован в промышленности. Разложение карбида кальция Получение металлического кальция разложением карбида кальция

СаС2 = Са + 2С

следует отнести к перспективным способам. При этом в качестве второго продукта получают графит. В. Маудерли, Е. Мозер, И В. Тредвелл вычислив свободную энергию образования карбида кальция из термохимических данных, получили следующее выражение для упругости пара кальция над чистым карбидом кальция:

ca= 1,35 - 4505\Т (1124- 1712° К),

lgpca = 6,62 - 13523\Т(1712-2000° К).

По-видимому, технический карбид кальция разлагается при значительно более высоких температурах, чем это следует из данных выражений. Те же авторы сообщают о термическом разложении карбида кальция в компактных кусках при 1600-1800° в вакууме 1 мм рт. ст. Выход графита составил 94%, кальций получался в виде плотного налета на холодильнике. А. С. Микулинский, Ф. С. Мории, Р. Ш. Шкляр для определения свойств графита, полученного разложением карбида кальция, нагревали последний в вакууме 0,3-1 мм рт. ст. при температуре 1630-1750°. Полученный графит отличается от ачесоновского более крупными зернами, большей электропроводностью и меньшим объемным весом .

3. Практическая часть

Суточная выливка магния из электролизера на силу тока 100 кА составила 960 кг при питании ванны хлористым магнием. Напряжение на шутне электролизера 0,6 В. Определить:

)Выход по току на катоде;

)Количество хлора, полученного за сутки, при условии, что выход по току на аноде равен выходу по току на ктоде;

)Суточную заливку MgCl2 в электролизер при условии, что потери MgCl2 происходят в основном со шламом и возгоном. Количество шлама 0,1 на 1т Mg, содержащего MgCl2 в возгоне 50%. Количество возгона 0,05 т на 1т Mg. Состав заливаемого хлорида магния, %: 92 MgCl2 и 8 NaCl.

.Определить выход по току на катоде:

mпр=I·?·kMg·?

?=mпр\I·?· kMg=960000\100000·0,454·24=0,881 или 88,1%

.Определить количество Cl, полученного за сутки:

x=960000г \ 24 г\моль=40000 моль

Переводим в объем:

х=126785,7 м3

3.а) Находим чистый MgCl2, для производства 960 кг Mg.

x=95·960\24,3=3753 кг=37,53 т.

б) потери со шламом. Из состава магниевых электролизеров, %: 20-35 MgO, 2-5 Mg, 2-6 Fe, 2-4 SiO2, 0,8-2 TiO2, 0,4-1,0 C, 35 MgCl2 .

кг - 1000 кг

mшл=960 кг - масса шлама за сутки.

За сутки 96 кг шлама: 96·0,35 (MgCl2 со шламом).

в) потери с возгонами:

кг - 1000 кг

кг возгонов: 48·0,5=24 кг MgCl2 с возгонами.

Всего надо залить Mg:

33,6+24=3810,6 кг MgCl2 в сут.

Список используемой литературы

Основы металлургии III

<#"justify"> металлургия Al и Mg. Ветюков М.М., Цыплоков А.М.

Репетиторство

Нужна помощь по изучению какой-либы темы?

Наши специалисты проконсультируют или окажут репетиторские услуги по интересующей вас тематике.
Отправь заявку с указанием темы прямо сейчас, чтобы узнать о возможности получения консультации.

Уфимский Государственный Нефтяной Технический Университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

на тему: «Элемент кальций. Свойства, получение, применение»

Подготовил студент группы БТС-11-01 Прокаев Г.Л.

Доцент Красько С.А.

Введение

История и происхождение названия

Нахождение в природе

Получение

Физические свойства

Химические свойства

Применение металлического кальция

Применение соединений кальция

Биологическая роль

Заключение

Список литературы

Введение

Кальций - элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Простое вещество кальций (CAS-номер: 7440-70-2) - мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

Несмотря на повсеместную распространенность элемента №20, даже химики и то не все видели элементарный кальций. А ведь этот металл и внешне и по поведению совсем не похож на щелочные металлы, общение с которыми чревато опасностью пожаров и ожогов. Его можно спокойно хранить на воздухе, он не воспламеняется от воды.

В качестве конструкционного материала элементарный кальций почти не применяется. Для этого он слишком активен. Кальций легко реагирует с кислородом, серой, галогенами. Даже с азотом и водородом при определенных условиях он вступает в реакции. Среда окислов углерода, инертная для большинства металлов, для кальция - агрессивная. Он сгорает в атмосфере CO и CO2.

История и происхождение названия

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) - «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из нее ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

Соединения кальция - известняк, мрамор, гипс (а также известь - продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём - вещества сложные.

Нахождение в природе

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа).

Изотопы. Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, среди которых наиболее распространённый - 40Ca - составляет 96,97 %.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×1019 лет.

В горных породах и минералах. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате - анортите Ca.

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита - мрамор - встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвертое место по числу минералов).

Миграция в земной коре. В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

СаСО3 + H2O + CO2 ↔ Са (НСО3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).

Биогенная миграция. В биосфере соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca5(PO4)3OH, 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. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция - около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение

Свободный 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:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Разработан также способ получения кальция термической диссоциацией карбида кальция CaC2

Физические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443°C устойчив α-Ca с кубической решеткой, выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe. Стандартная энтальпия ΔH0 перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

Кальций - лёгкий металл (d = 1,55), серебристо-белого цвета. Он более твёрд и плавится при более высокой температуре (851 °С) по сравнению с натрием, который расположен рядом с ним в периодической системе. Это объясняется тем, что на один ион кальция в металле приходится два электрона. Поэтому химическая связь между ионами и электронным газом у него более прочная, чем у натрия. При химических реакциях валентные электроны кальция переходят к атомам других элементов. При этом образуются двухзарядные ионы.

Химические свойства

Кальций - типичный щелочноземельный металл. 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 или жидкого парафина.

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, но без воспламенения:

2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2 + Q.

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

Са + 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, Ca + 6B = CaB6,

Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

Са + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция),

известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;

Ca + Si = Ca2Si (силицид кальция),

известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

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

CaH2+ 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2,N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NH3.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых 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, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от 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, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость 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.

кальций металлический химический физический

Главное применение металлического 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. Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей вода считается жёсткой. Жесткость устраняется при кипячении, для полного устранения воду иногда перегоняют.

Металлотермия

Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редких металлов.

Легирование сплавов

Чистый кальций применяется для легирования свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов с малым саморазрядом. Также металлический кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.

Ядерный синтез

Изотоп 48Ca - наиболее эффективный и употребительный материал для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Например, в случае использования ионов 48Ca для получения сверхтяжёлых элементов на ускорителях ядра этих элементов образуются в сотни и тысячи раз эффективней, чем при использовании других «снарядов» (ионов).

Применение соединений кальция

Гидрид кальция. Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH2 (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.

Оптические и лазерные материалы. Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.

Карбид кальция. Карбид кальция CaC2 широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).

Химические источники тока. Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода(например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей - чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объему. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать колоссальную электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и.др.).

Огнеупорные материалы. Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.

Лекарственные средства. В медицине препаратов Са устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Са в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Са снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, сонная лихорадка и др.). Препараты Са уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных процессах (пневмания, плеврит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают как кровоостанавливающее средство, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки, как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с другими средствами препараты Са применяют для стимулирования родовой деятельности. Хлористый Са вводят через рот и внутривенно.

Биологическая роль

Кальций - распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы - мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.

Большая часть кальция, поступающего в организм человека с пищей, содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как в толстом, так и тонком кишечнике и облегчается кислой средой, витамином Д и витамином С, лактозой, ненасыщенными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию кальция препятствуют аспирин, щавелевая кислота, производные эстрогенов. Соединяясь с щавелевой кислотой, кальций дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания кальция в крови из-за большого количества связанных с ним процессов точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное отсутствие в рационе может вызвать судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а также запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам и остеопорозу. Злоупотребление кофе и алкоголем могут быть причинами дефицита кальция, так как часть его выводится с мочой.

Избыточные дозы кальция и витамина Д могут вызвать гиперкальцемию, после которой следует интенсивная кальцификация костей и тканей (в основном затрагивает мочевыделительную систему). Продолжительный переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает свертываемость крови и уменьшает усвояемость цинка клетками костной ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграмм.

Продукты Кальций, мг/100 г

Кунжут 783

Крапива 713

Подорожник большой 412

Сардины в масле 330

Будра плющевидная 289

Шиповник собачий 257

Миндаль 252

Подорожник ланцетолист. 248

Лесной орех 226

Кресс-салат 214

Соя бобы сухие 201

Дети до 3 лет - 600 мг.

Дети от 4 до 10 лет - 800 мг.

Дети от 10 до 13 лет - 1000 мг.

Подростки от 13 до 16 лет - 1200 мг.

Молодежь от 16 и старше - 1000 мг.

Взрослые от 25 до 50 лет - от 800 до 1200 мг.

Беременные и кормящие грудью женщины - от 1500 до 2000 мг.

Заключение

Кальций - один из самых распространенных элементов на Земле. В природе его очень много: из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он есть в морской и речной воде, входит в состав растительных и животных организмов.

Кальций постоянно окружает горожан: почти все основные стройматериалы - бетон, стекло, кирпич, цемент, известь - содержат этот элемент в значительных количествах.

Естественно, что, обладая такими химическими свойствами, кальций не может находиться в природе в свободном состоянии. Зато соединения кальция - и природные и искусственные - приобрели первостепенное значение.

Список литературы

1.Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. - Москва: Советская энциклопедия, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2.Доронин. Н. А. Кальций, Госхимиздат, 1962. 191 стр. с илл.

.Доценко В.А. - Лечебно-профилактическое питание. - Вопр. питания, 2001 - N1-с.21-25

4.Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

5.М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин - Общая и неорганическая химия, 2000. 592 стр. с илл.

Среди всех элементов периодической системы можно выделить несколько таких, без которых не просто развиваются различные заболевания у живых организмов, но и вообще невозможно нормально жить и расти. Один из таких - кальций.

Интересно, что когда речь идет об этом металле, как простом веществе, то никакой пользы для человека он не имеет, даже вред. Однако стоит только упомянуть об ионах Са 2+ , как сразу возникает масса пунктов, характеризующих их важное значение.

Положение кальция в периодической системе

Характеристика кальция, как и любого другого элемента, начинается с указания его места положения в периодической системе. Ведь она дает возможность многое узнать о данном атоме:

заряд ядра;
количество электронов и протонов, нейтронов;
степень окисления, высшую и низшую;
электронную конфигурацию и прочие важные вещи.

Рассматриваемый нами элемент располагается в четвертом большом периоде второй группе, главной подгруппе и имеет порядковый номер 20. Также химическая таблица Менделеева показывает атомный вес кальция - 40,08, что является усредненным значением существующих изотопов данного атома.

Степень окисления одна, всегда постоянна, равна +2. Формула СаО. Латинское название элемента calcium, отсюда символ атома Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях данный элемент представляет собой металл, серебристо-белого цвета. Формула кальция как простого вещества - Са. Вследствие высокой химической активности, способен образовывать множество соединений, относящихся к разным классам.

В твердом агрегатном состоянии в состав организма человека не входит, поэтому представляет значение для промышленных и технических нужд (в основном химические синтезы).

Является одним из самых распространенных по доле в земной коре металлов, около 1,5 %. Относится к группе щелочноземельных, так как при растворении в воде дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и солей. Очень много кальция (400 мг/л) включено в состав морской воды.

Кристаллическая решетка

Характеристика кальция объясняется строением кристаллической решетки, которая у него может быть двух типов (так как существует альфа и бета форма):

кубическая гранецентрическая;
объемноцентрическая.

Тип связи в молекуле - металлическая, в узлах решетки, как и у всех металлов - атом-ионы.

Нахождение в природе

Существует несколько основных веществ в природе, которые содержат данный элемент.

Морская вода.
Горные породы и минералы.
Живые организмы (раковины и панцири, костные ткани и так далее).
Подземные воды в земной коре.

Можно обозначить следующие виды горных пород и минералов, которые являются природными источниками кальция.

Доломит - смесь карбоната кальция и магния.
Флюорит - фторид кальция.
Гипс - CaSO 4 · 2H 2 O.
Кальцит - мел, известняк, мрамор - карбонат кальция.
Алебастр - CaSO 4 ·0.5H 2 O.
Апатиты.

Всего выделяют около 350 различных минералов и горных пород, которые содержат кальций.

Способы получения

В свободном виде выделить металл долгое время не удавалось, так как его химическая активность высока, в природе в чистом виде не встретишь. Поэтому вплоть до XIX века (1808 года) рассматриваемый элемент был еще одной загадкой, которую несла таблица Менделеева.

Кальций как металл сумел синтезировать английский химик Гемфри Дэви. Именно он первым обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. На сегодняшний день до сих пор самым актуальным способом получения данного металла является электролиз его солей, таких как:

смесь хлоридов кальция и калия;
смесь фторида и хлорида кальция.

Также можно извлечь кальций из его оксида при помощи распространенного в металлургии метода алюминотермии.

Физические свойства

Характеристика кальция по физическим параметрам может быть описана несколькими пунктами.

Агрегатное состояние - при обычных условиях твердое.
Температура плавления - 842 0 С.
Металл мягкий, может резаться ножом.
Цвет - серебристо-белый, блестящий.
Обладает хорошими проводниковыми и теплопроводными свойствами.
При длительном нагревании переходит в жидкое, затем парообразное состояние, теряя металлические свойства. Температура кипения 1484 0 С.

Физические свойства кальция имеют одну особенность. Когда на металл оказывается давление, то он в какой-то момент времени теряет свои металлические свойства и способность к электропроводимости. Однако при дальнейшем увеличении воздействия вновь восстанавливается и проявляет себя как сверхпроводник, в несколько раз превышающий по данным показателям остальные элементы.

Химические свойства

Активность данного металла очень высока. Поэтому существует множество взаимодействий, в которые вступает кальций. Реакции со всеми неметаллами для него - обычное дело, ведь как восстановитель он очень силен.

При нормальных условиях легко реагирует с образованием соответствующих бинарных соединений с: галогенами, кислородом.
При нагревании: водород, азот, углерод, кремний, фосфор, бор, сера и прочие.
На открытом воздухе сразу взаимодействует с углекислым газом и кислородом, поэтому покрывается серым налетом.
С кислотами реагирует бурно, иногда с воспламенением.

Интересные свойства кальция проявляются, когда речь идет о нем в составе солей. Так, красивые пещерные вырастающие на потолке и стенах, это не что иное, как образовавшийся со временем из воды, углекислого газа и гидрокарбоната под влиянием процессов внутри подземных вод.

Учитывая, насколько металл активен в обычном состоянии, хранят его в лабораториях, как и щелочные. В темной стеклянной посуде, с плотно закрытой крышкой и под слоем керосина или парафина.

Качественная реакция на ион кальция - это окраска пламени в красивый, насыщенный кирпично-красный цвет. Также идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым выпадающим осадкам некоторых его солей (карбонат кальция, фторид, сульфат, фосфат, силикат, сульфит).

Соединения металла

Разновидности соединений металла следующие:

оксид;
гидроксид;
соли кальция (средние, кислые, основные, двойные, комплексные).

Оксид кальция известен как СаО используется для создания строительного материала (извести). Если загасить оксид водой, то получится соответствующий гидроксид, проявляющий свойства щелочи.

Большое практическое значение имеют именно различные соли кальция, которые используются в разных отраслях хозяйства. Какие именно существуют соли, мы уже упоминали выше. Приведем примеры по типам этих соединений.

Средние соли - карбонат СаСО 3 , фосфат Са 3 (РО 4) 2 и другие.
Кислые - гидросульфат CaHSO 4 .
Основные - гидрокарбонат (СаОН) 3 PO 4 .
Комплексные - Cl 2.
Двойные - 5Ca(NO 3) 2 *NH 4 NO 3 *10H 2 O.

Именно в форме соединений данного класса кальций имеет значение для биологических систем, так как источником ионов для организма являются соли.

Биологическая роль

Чем же важен кальций для организма человека? Причин несколько.

Именно ионы этого элемента входят в состав межклеточного вещества и тканевой жидкости, участвуя в регуляции механизмов возбуждения, выработки гормонов и нейромедиаторов.
Кальций накапливается в костях, зубной эмали в количестве около 2,5% от общей массы тела. Это достаточно много и играет важную роль в укреплении этих структур, сохранении их прочности и устойчивости. Рост организма без этого невозможен.
Свертываемость крови также зависит от рассматриваемых ионов.
Входит в состав сердечной мышцы, участвуя в ее возбуждении и сокращении.
Является участником процессов экзоцитоза и других внутриклеточных изменений.

Если количество потребляемого кальция будет недостаточно, то возможно развитие таких заболеваний, как:

рахит;
остеопороз;
заболевания крови.

Суточная норма для взрослого человека - 1000 мг, а для детей от 9 лет 1300 мг. Для того чтобы не допустить переизбыток этого элемента в организме, следует не превышать указанной дозы. В противном случае могут развиться заболевания кишечника.

Для всех остальных живых существ кальций не менее важен. Например, многие хоть и не имеют скелета, однако наружные средства укрепления их также являются образованиями этого металла. Среди них:

моллюски;
мидии и устрицы;
губки;
коралловые полипы.

Все они носят на своей спине или в принципе формируют в процессе жизнедеятельности некий наружный скелет, защищающий их от внешних воздействий и хищников. Основная составная часть его - соли кальция.

Позвоночные животные, как и человек, нуждаются в рассматриваемых ионах для нормального роста и развития и получают их с пищей.

Есть много вариантов, при помощи которых возможно восполнить недостающую норму элемента в организме. Лучше всего, конечно, естественные методы - продукты, содержащие нужный атом. Однако если это по каким-либо причинам недостаточно или невозможно, медицинский путь также приемлем.

Так, список продуктов, содержащих кальций, примерно такой:

молочные и кисломолочные изделия;
рыба;
зелень;
зерновые культуры (гречка, рис, выпечка из цельнозерновой муки);
некоторые цитрусовые (апельсины, мандарины);
бобовые;
все орехи (особенно, миндаль и грецкие).

Если же на какие-то продукты аллергия или нельзя употреблять их по другой причине, то восполнить уровень нужного элемента в организме помогут кальций содержащие препараты.

Все они представляют собой соли этого металла, обладающие способностью легко усваиваться организмом, быстро всасываясь в кровь и кишечник. Среди них самыми популярными и используемыми являются следующие.

Хлорид кальция - раствор для инъекций или для приема внутрь взрослым и детям. Отличается концентрацией соли в составе, используется для "горячих уколов", поскольку вызывает именно такое ощущение при вкалывании. Есть формы с фруктовым соком для облегчения приема внутрь.
Выпускается как таблетками (0,25 или 0,5 г), так и растворами для внутривенных инъекций. Часто в виде таблеток содержит различные фруктовые добавки.
Лактат кальция - выпускается в таблетках по 0,5 г.