Kalcijum

Kalcijum

Kalcijum je otkrio davne 1808. godine naučnik H. Dejvi (procesom elektrolize Dejvi je otkrio i magnezijum, kalijum, natrijum i barijum). Naziv kalcijum potiče od latinske reči calx što u prevodu na srpski jezik znači kreč.

Slika 1. H. Dejvi

Kalcijum (Ca) je  zemnoalkalni metal i nalazi se u IIa (2.) grupi i 4. periodi u Periodnom sistemu elemenata.  Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu kalcijuma:

A = 40 (maseni broj)

Z = 20 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z =20

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 40 - 20 = 20

  

Slika 2. Atom kalcijuma (šematski prikaz) 

Elektronski omotač kalcijuma se sastoji iz četiri energetska nivoa (K, L, M, N) sa rasporedom elektrona 2, 8, 8, 2 što nas upućuje na činjenicu da kalcijum ima dva valentna elekrona i stalnu valencu II.  Atom kalcijuma otpušta dva valentna elektrona i time postiže stabilan oktet (stabilnost argona). Na ovaj način kalcijum postaje i dva puta pozitivno naelektrisan jon (katjon).

Nalaženje u prirodi i dobijanje kalcijuma

U Zemljinoj kori kalcijum se nalazi u obliku mnogobrojnih jedinjenja, zatim kao sastojak sedimentnih stena, ruda i minerala. Prirodne vode sadrže rastvorena jedinjenja kalcijuma koja vodu čine tvrdom. Kalcijum je jako važan element za čoveka jer pomaže u procesu koagulacije (zgrušavanja) krvi, a kosti čoveka takođe sadrže kalcijum u obliku kalcijum – fosfata te je od velike važnosti unošenje dovoljne količine kalcijuma u organizam putem hrane. Namirnice bogate kalcijumom su mleko, sir, seme susama, plod smokve i leblebije.

Neki važniji minerali kalcijuma su:

CaCO₃ – krečnjak, mermer, mramor, kreda

CaSO₄ x 2H₂O – gips

MgCO₃ • CaCO₃ – dolomit

Slika 3. Kalcit

Slika 4. Dolomit

Kalcijum se kao i gotovo svi zemnoalkalni i alkalni metali može dobiti iz svojih jedinjenja procesom elektrolize.

Fizičke osobine (svojstva) kalcijuma

Kalcijum je mek metal, srebnosive boje i metalnog sjaja. Dobar je provodnik toplote i elektriciteta. Čuva se u petroleumu (kao i svi alkalni metali, stroncijum i barijum) zato što reaguje sa kiseonikom i vlagom iz vazduha.

Slika 5. Kalcijum

Hemijske osobine (svojstva) kalcijuma

Kalcijum reaguje sa kiseonikom i gradi kalcijum – oksid, koji je poznatiji kao živi ili negašeni kreč.

2Ca + O₂ → 2CaO

Slika 6. Kalcijum - oksid

Na sličan način reaguju i ostali metali, gradeći metalne okside.

2Mg + O₂ → 2MgO magnezijum - oksid

4Na + O₂ → 2Na₂O natrijum - oksid

4K + O₂ → 2K₂O kalijum – oksid

Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala jesu čvrste, jonske supstance bele boje. Većina ovih oksida reaguje sa vodom gradeći baze ili hidrokside. To su jedinjenja koja pored metala sadrže i hidroksidnu –OH grupu (uvek je jednovalentna) i boje crvenu lakmus hartiju u plavo.

CaO + H₂O → Ca(OH)₂  kalcijum – hidroksid (gašeni kreč)

MgO + H₂O → Mg(OH)₂ magnezijum - hidroksid

Na₂O + H₂O → 2NaOH natrijum – hidroksid (živa, ljuta, masna ili kaustična soda)

K₂O + H₂O → 2KOH  kalijum – hidroksid

Hidroksidi svih alkalnih i većine zemnoalkalnih metala nastaju u reakciji ovih metala sa vodom.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ + H₂

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Slika 7. Reakcija kalcijuma sa vodom

U ovim reakcijama, alkalni metali su reaktivniji u odnosu na zemnoalkalne (setite se ogleda sa časa hemije), a kalcijum je reaktivniji od magnezijuma (kalcijum reaguje sa hladnom, a magnezijum sa vrućom vodom)  zato što na reaktivnost utiče udaljenost valentnih elektrona od atomskog jezgra. Što su elektroni udaljeniji od nukleusa, ono ih slabije privlači i lakše se otpuštaju.

Primena kalcijuma

Kalcijum – oksid  se koristi za dobijanje ostalih jedinjenja kalcijuma, u industriji stakla i papira. Može se dobiti žarenjem krečnjaka na oko 1000 ºC.

CaCO₃ → CaO + CO₂

Kalcijum – hidroksid se koristi za krečenje, pravljenje maltera, kao sredstvo za dezinfekciju,...

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ +H₂O

Gips je važna sirovina u građevinarstvu, vajarstvu, medicini i stomatologiji.