Kaltsium

Allikas: Vikipeedia
Kaltsium
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Kaltsium inertses keskkonnas
Üldised omadused
Keemiline valem Ca
Välimus Hõbehall, tahkis
Füüsikalised omadused
Molekuli mass 40,078 amü
Sulamistemperatuur 1115,15 K (842 °C)
Keemistemperatuur 1757,15 K (1484 °C)
Tihedus 1550 kg/m³
Termokeemia
S0gaas 158,884 J/mol·K
S0tahke 41,59 J/mol·K
Kasutatakse SI-süsteemi ühikuid. Kui pole teisiti öeldud, eeldatakse normaaltingimusi.
20



2
8
8
2
Ca
40,08
Kaltsium


Kaltsium on keemiline element järjenumbriga 20, pehme, halli värvusega leelismuldmetall, mida looduses vabal kujul ei esine. Kaltsiumiioon on keemilistes ühendites tüüpiliselt oksüdatsiooniastmega 2+.

Selle elemendi avastas inglise keemik Humphry Davy 1808. aastal.

Kaltsium on maakoores massi poolest levikult viies element hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel. Cl-, Na+, Mg2+ ja SO42- järel on Ca2+ viies lahustunud ioon merevees nii massi kui ka molaarsuse poolest.[1]

Kaltsium on elusorganismidele väga oluline mineraalaine, eriti oluline on see raku füsioloogias, kus kaltsiumiiooni (Ca2+) liikumine tsütoplasmasse ja sellest välja toimib olulise signaalina mitmetes rakuprotsessides. Kuna kaltsium on oluline mineraal luude, hammaste ning kodade ehituses on see massi poolest levinuim metall paljudes loomades.

Omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Leekreaktsioon. Leegi oranžikaspunane värvus tuleneb kaltsiumist.

Keemia poolest on kaltsium üks reaktiivsemaid ning pehmemaid metalle (see on küll pisut kõvem kui plii, kuid seda on võimalik noaga lõigata).

Kaltsium on metalne, hõbedane element, mida saab eraldada sulatatud kaltsiumkloriidi soolast elektrolüüsi teel.[2] Sattudes kokku õhuga, moodustab nõndaviisi valmistatud kaltsium kiirelt kaitsva, hallikasvalge oksiidi- ja nitriidikihi.

Oma põhivormis olevat kaltsiumi (tüüpiliselt killud või laastud) on isegi magneesiumist keerulisem süüdata, kuid kui see õnnestub, põleb kaltsium õhu käes intensiivse, oranžikaspunase leegiga.

Metallilise kaltsiumi ja vee kokkupuutel toimub kiire reaktsioon, mille saaduseks on divesinik. Kuna kaltsiumi reaktsioon veega on kiire, kuid pole nii eksotermiline (ei vabane nii palju soojusenergiat) kui vee reaktsioon liitiumi, kaaliumi või naatriumiga, kasutatakse seda divesiniku tootmiseks.[3]

Võrreldes teiste leelismetallidega, on kaltsiumi ja vee vaheline reaktsioon aeglasem osalt seetõttu, et reaktsioonil tekkiv lahustumatu, valge kaltsiumhüdroksiid takistab vee ligipääsu metallilisele kaltsiumile.

Hapete vesilahustes reageerib kaltsium energiliselt, moodustades soola.

Kaltsium on oma 1,55 g/cm3 tihedusega kergeim leelismuldmetall, kuigi tema aatommass on suurem kui samas rühmas kõrgemal olevatel, kuid tihedamatel magneesiumil (1,74 g/cm3 ) ja berülliumil (1,85 g/cm3). Rühmas allapoole, alates strontsiumist leelismuldmetallide tihedus ning aatommass kasvab.

Kaltsiumil on kaks allotroopi: tahktsentreeritud kuubiline, mis eksisteerib kuni 464 °C ning ruumtsentreeritud kuubiline süngoonia, mis eksisteerib 464 °C kuni sulamistemperatuurini.[4]

India piison looduslikus lakukivi maardlas

Kaltsiumi sulamistemperatuur on 848 °C.

Kaltsiumil on suurem elektriline takistus ning parem elektrijuhtivus kui vasel või alumiiniumil, kuid kaltsiumi reaalset kasutamist elektriseadmetes takistab selle suur reaktiivsus õhuga kokkupuutel.

Kaltsiumiiooni (Ca2+) ja selle soolade lahused on värvitud ning enamik lahustub vees. Erandid on kaltsiumhüdroksiid, kaltsiumsulfaat, kaltsiumkarbonaat ja kaltsiumfosfaat.

Maitse poolest tundub lahustunud kaltsiumiioon inimesele pisut soolane ning hapukas. Paljud loomad tunnevad kaltsiumi maitset ning osad kasutavad seda meelt, et leida vajalikke mineraalaineid looduslikest lakukivi maardlatest. [5]

Kaltsium on oluline osa loomade luude struktuuris. Kaltsiumil on suhteliselt suur aatomnumber, see on põhjus, miks röntgenikiired luud ei läbi, tänu sellele nähtusele on võimalik teha röntgenipilte.

Kaltsiidi kristallid dolomiidil

Esinemine looduses[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiumi looduses puhtal kujul ei leidu. Harilikult leidub seda settekivimites olevate mineraalide koostises, näiteks kaltsiidis, dolomiidis ja kipsis. Samuti leidub kaltsiumi süva- ja moondekivimites, eeskätt silikaatsetes mineraalides: plagioklassides, amfiboolides, pürokseenides ja granaatides.

Isotoobid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiumil on viis stabiilset isotoopi: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca ja 46Ca, lisaks veel üks isotoop 48Ca, millel on nii pikk poolestusaeg, et praktilistes rakendustes võib ka seda stabiilseks nimetada.

Kaltsiumil on ka kosmiline isotoop, radioaktiivne 41Ca, mille poolestusaeg on 103 000 aastat. Erinevalt kosmilistest isotoopidest, mis tekivad atmosfääris, tekib 41Ca 40Ca neutronaktivatsioonil, umbes meetripaksuses pealmises mullakihis, seal, kus kosmiline neutronite voog on piisavalt tugev. 41Ca on tähtis uurimisobjekt stellaarastronoomias kuna see laguneb 41K-ks, mis on väga oluline indikaator päikesesüsteemi anomaaliate kohta.

Ülejäänd 18 isotoopi vahemikus 34Ca - 57Ca on väga ebastabiilsed, nende poolestusaeg jääb vahemikku 35 nanosekundit kuni 163 päeva.

Kõige enamlevinumat 40Ca on looduses 97% kõigist kaltsiumi isotoopidest. Selle tuumas on 20 prootonit ja 20 neutronit. See on ühtlasi kõige raskem stabiilne isotoop millel on võrdne arv prootoneid ja neutroneid. Supernoovas tekib kaltsium-40 süsiniku reaktsioonist mitmete α-osakestega (heeliumi tuumadega), kuni 40Ca on sünteesitud.

40Ca kasutatakse K-Ca dateerimistehnikas, kus kivimis määratakse 40K lagunemise hulk 40Ca-ks ning arvutuste teel, teades 40K poolestusaega, selle esialgset sisaldust kivimis ning tekkinud tütarelemendi hulka, leitakse kivimi vanus.

Geokeemiline ringlus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lubjakivi astangud Pamukkales, Türgis

Kaltsium on oluline lüli tektoonika, kliima ning süsinikuringe vahel. Mägede kerkimisel isostaatilise liikumise tõttu paljastuvad kaltsiumit sisaldavad kivimid keemilisele murenemisele. Seejärel vabanevad Ca2+ ioonid pinnavette, mis viib ioonid ookeanisse, kus need reageerivad lahustunud süsihappegaasiga (CO2) moodustades lubjakivi põhikoostisosa – kaltsiumkarbonaadi. Selle protsessi tulemuseks on see, et iga kaltsiumiioon eemaldab atmosfäärist või ookeanist ühe süsinikdioksiidi molekuli, salvestades selle ookeanipõhja kivimitesse, mis püsivad seal sadu miljoneid aastaid. See tähendab, et kaltsiumiiooni vabanemine kivimitest „puhastab“ atmosfääri süsihappegaasist, avaldades pikaajalist mõju Maa kliimale, takistades kasvuhooneefekti suurenemist. [6]

Tegelik reaktsioon on pisut keerukam ning sisaldab vesinikkarbonaatiooni (HCO3-) teket, kuna merevee pH juures on süsihappegaas just vesinikkarbonaadi kujul:

Ca2+ + 2HCO3- → CaCO3(lubjakivi) + CO2 + H2O

Kasutusviisid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiumit kasutatakse [7]:

Kaltsiumiühendid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Karbiidlamp

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. Dickson, A. G. ja Goyet, C.. Handbook of method for the analysis of the various parameters of the carbon dioxide system in sea water, version 2. 1997. ORNL/CDIAC-74. (PDF) Kasutatud 18.09.2013. (inglise)
  2. Pauling, Linus (1970). General Chemistry. Dover Publications. p. 627. ISBN 0-7167-0149-9. 
  3. Theodore Gray. The Elements. Page 55
  4. J. F. Smith, O. N. Carlson, and R. W. Vest.. Allotropic Modifications of Calcium. 1956. J. Electrochem. Soc.. (PDF) Kasutatud 19.09.2013. (inglise)
  5. Tordoff, M. G. Calcium: Taste, Intake, and Appetite. (osa 81/4). 2001. Physiological Reviews. (PDF) Kasutatud 30.09.2013. (inglise)
  6. Berner,R. The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition. (Väljaanne 426). 2003. Nature. Kasutatud 30.09.2013. (inglise)
  7. Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press.
Keemiliste elementide perioodilisussüsteem
Metallid Poolmetallid Väärisgaasid Mittemetallid Leelismetallid Leelismuldmetallid Lantanoidid Aktinoidid
Kaltsium - Strontsium - Baarium - Raadium