Калцијум

Калцијум (Ca, лат. calcium) метал је IIA групе.[5] Електронска конфигурација му је: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, гради 2+ јон. Поседује 6 стабилних изотопа. То су 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca. Елементарни калцијум је сјајни, сребрнасти метал. На Земљи се калцијум налази само у облику својих једињења и као саставни део минерала. У калцијумове минерале, између осталих, спадају креда, кречњак (као калцит или Мермер) и гипс. Осим тога, калцијум игра врло важну улогу у организму животиња и човека, јер улази у састав костију. Он гради 2+ јоне.

Калцијум
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre
Општа својства
Име, симболкалцијум, Ca
Изгледтамно сива, сребрна; са бледо жутом нијансом[1]
У периодном систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Mg

Ca

Sr
калијумкалцијумскандијум
Атомски број (Z)20
Група, периодагрупа 2 (земноалкални метали), периода 4
Блокs-блок
Категорија  земноалкални метал
Рел. ат. маса (Ar)40,078(4)[2]
Ел. конфигурација[Ar] 4s2
по љускама
2, 8, 8, 2
Физичка својства
Агрегатно стањечврсто
Тачка топљења1115 K ​(842 °‍C, ​1548 °F)
Тачка кључања1757 K ​(1484 °‍C, ​2703 °F)
Густина при с.т.1,55 g/cm3
течно ст., на т.т.1,378 g/cm3
Топлота фузије8,54 kJ/mol
Топлота испаравања154,7 kJ/mol
Мол. топл. капацитет25,929 J/(mol·K)
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 864 956 1071
P (Pa) 103 104 105
на T (K) 1227 1443 1755
Атомска својства
Оксидациона стања+2, +1[3]
(јако базни оксид)
Електронегативност1,00
Енергије јонизације1: 589,8 kJ/mol
2: 1145,4 kJ/mol
3: 4912,4 kJ/mol
(остале)
Атомски радијус197 pm
Ковалентни радијус176±10 pm
Валсов радијус231 pm
Calcium spectrum visible
Остало
Кристална структурапостраничноцентр. кубична (FCC)
Face-centered cubic кристална структура за калцијум
Брзина звука танак штап3810 m/s (на 20 °‍C)
Топл. ширење22,3 µm/(m·K) (на 25 °‍C)
Топл. водљивост201 W/(m·K)
Електрична отпорност33,6 nΩ·m (на 20 °‍C)
Магнетни распореддијамагнетичан
Магнетна сусцептибилност (χmol)+40,0·10−6 cm3/mol[4]
Јангов модул20 GPa
Модул смицања7,4 GPa
Модул стишљивости17 GPa
Поасонов коефицијент0,31
Мосова тврдоћа1,75
Бринелова тврдоћа170–416 MPa
CAS број7440-70-2
Историја
Откриће и прва изолацијаХамфри Дејви (1808)
Главни изотопи
изо РА полуживот (t1/2) ТР ПР
40Ca 96,941% стабилни
41Ca трагови 1,03×105 y ε 41K
42Ca 0,647% стабилни
43Ca 0,135% стабилни
44Ca 2,086% стабилни
45Ca syn 162,7 d β 45Sc
46Ca 0,004% стабилни
47Ca syn 4,5 d β 47Sc
γ
48Ca 0,187% 6,4×1019 y β−β− 48Ti

Особине

Calcium 1
Делимично оксидовани калцијум

Калцијум је сребрнобео, мекан и лак метал. Калцијум је мек као олово, али се не може резати ножем. Елементарни калцијум у присуству ваздуха се врло брзо оксидује. Са водом реагује врло бурно градећи калцијум хидроксид и водоник. Сагорева у присуству кисеоника из ваздуха до калцијум оксида, те у много мањој мери калцијум нитрида. Уколико се уситни у прах, калцијум се може запалити сам од себе. Једињења калцијума се јављају и у води, и узрочник су њене тврдоће. Калцијумови сулфати и хлориди чине сталну тврдоћу воде која се кувањем не може отклонити. Тврда вода је непогодна за коришћење (за кување, прање и индустрију).[6] Калцијум је чврста, сива, сјајна, супстанца на собној температури и атмосферском притиску. Проводи топлоту и електричну струју. Катјони Ca2+ спадају у IV аналитичку групу катјона.

Калцијум спада у земноалкалне метале. У готово свим хемијским једињењима, калцијум се јавља са оксидационим бројем +2. Тек 2009. године, научницима са Универзитета Фридрих-Шилер у немачком граду Јена успело је добију стабилни калцијум(I) комплекс, у којем се калцијум налази стабилан у дотад непознатом оксидационом стању +1. Међутим, то једињење је врло осетљиво на присуство воде и ваздуха.[7]

Изотопи

Калцијум има пет стабилних изотопа (40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca и 46Ca), уз још један изотоп (48Ca) чије је време полураспада тако дуго да се из практичних разлога такође може сматрати да је стабилан. Распон од 20% у релативној атомској маси код својих природних изотопа је већи него код било којег другог елемента, изузев водоника и хелијума. Калцијум има и космогенски изотоп, радиоактивни 41Ca који има време полураспада од 103.000 година. За разлику од других космогенских изотопа који се стварају у Земљиној атмосфери, изотоп 41Ca се ствара неутронским активирањем калцијума 40Ca. Највећи део његовог настајања је горњи слој дубине од око један метар у тлу, докле у довољној мери продире космогенски неутронски ток. Изотоп 41Ca је добио додатну пажњу у астрономским студијама звезда, јер се распада на 41K, критични показатељ аномалија у зведаним системима.

Око 97% калцијума који се јавља у природи је у облику изотопа 40Ca. Изотоп 40Ca је један од производа распада калијума 40K, заједно са аргоном 40Ar. Иако је калијум-аргонско датирање врло раширено у геолошким наукама, распрострањеност 40Ca у природи отежава коришћење овог начина датирања. Технике које користе масену спектрометрију и разређивање изотопа са двоструким спектрометарским врхом се користе за калијум-калцијумско датирање.

Најраспрострањенији изотоп 40Ca има језгро са 20 протона и 20 неутрона. То је уједно и најтежи стабилни изотоп међу свим елементима који има исти број протона и неутрона. У експлозији супернова, калцијум се формира у реакцији угљеника са бројним алфа честицама (језграма хелија), све док се не синтетише најчешћи изотоп калцијума (који садржи десет језгра хелија).

Заступљеност

Калцијум је најраспрострањенији земноалкални метал, а и један од најраспрострањенијих елемената у природи. Заступљен је у земљиној кори у количини од 3,54%. Због своје хемијске реактивности, у природи се може наћи само у облику својих једињења. Претпоставља се да је једини изузетак једна врста флоурита који у својој кристалној решетци има неку врсту колоидалног калцијума насталог путем природног радиоактивног распада.[8] Калцијум карбонат је главни састојак седиментних стена. Као кречњак чини многе планинске масиве. Веома је распрострањен и калцијум сулфат у виду анхидрита и гипса. Најбитнији минерали калцијума су: калцит, аргонит, мермер, креда, гипс, доломит, кречњак, калцијумфлуорит ... Минерали богати калцијумом попут калцита и гипса су доста распрострањени (нпр. у Алпима целе планине су сачињене од кречњака). Веома је распрострањен и калцијум сулфат у виду анхидрита и гипса.

Као есенцијални део целе живе материје он се налази у саставу костију, зуба, шкољки и лишћа. Поред K+ и Na+ јона, јони калцијума Ca2+ имају изузетно важну улогу у преносу подражаја кроз нервне ћелије. Међутим, и код других ћелија јони калцијума су врло важни код трансдукције сигнала.

У видљивим спектрима многих звезда, укључујући и Сунце, запажене су снажне спектралне (апсорпцијске) линије једноструко јонизовог калцијума. Међу њима најистакнутије су H-линија на 3968,5 Å и K-линија на 3933,7 Å једноструко јонизираног калцијума или Ca II. При посматрању Сунца, или звезда ниске температуре, истакнутност H и K линија у видљивом спектру може бити назнака снажне магнетске активности у хромосфери. Мерење периодичних варијација ових активних подручја такође се може користити у добијању података о периодима ротације таквих звезда.[9]

Једињења

Загревањем уз присуство ваздуха гради оксид (CaO) и нитрид (Ca3N2). Реагује са хладном водом градећи хидроксид уз ослобађање кисеоника. Сем ових једињења битна су и калцијумпероксид и многе соли.

Калијум-супероксид:

  • Ca+O2→CaO2

Добијање

Метални калцијум се производи у вакууму путем редукције од прженог безводног креча (калцијум-оксида) са алуминијумом при температури од 1200  °C. Иако алуминијум има доста мању реактивност и енталпију од калцијума, тако се реакција

уравнотежава готово у потпуности на левој страни, али и поред тога овај процес производње функционише, јер настали калцијум при овој температури непрестано испарава тако да се постепено уклања из процеса. Након овог процеса неопходна је дестилација калцијума да би се отклониле нечистоће.

Аналитика

Калцијум се у крви налази око 50% као јон Ca2+, око 35% везан за беланчевине (албумин, глобулин) те око 15% везан у комплексима (у бикарбонатима, лактатима, цитратима, фосфатима). Серумска вредност калцијума креће се у врло уским границама код нормалног нивоа укупног калцијума између 2,2 и 2,6 mmol/L (9–10,5 mg/dL) а распон нормалног јонизованог калцијума износи од 1,1 до 1,4 mmol/L (4,5–5,6 mg/dL). Биолошки ефекти калцијума одређују се кроз доступност његових слободних јона, па је при томе одлучујући јонизовани калцијум.[10]

Укупна концентрација калцијума (укупни кацијум) у крви зависи од концентрације албумина и с тим у складу се мора коригирати. Алтернативно, може се и директно мерити концентрација јонизованог калцијума.[11] Укунпни калцијум у серуму се одређује помоћу апсорпцијске спектрометрије или пламене емисионе спектроскопије.[12] При томе долазе до изражаја физичке особине калцијума. Директно мерење јонизовог калцијума врши се са јоноселективним електродама.[12]

Употреба

Метални калцијум служи као редукционо средство у металургији за производњу метала као што су торијум, ванадијум, цирконијум, итријум и других из групе ретких земноалкалних метала, те као редукционо средство у индустрији челика и алуминијума, као додатак легурама алуминијума, берилијума, бакра, олова и магнезијума те као полазни материјал за производњу калцијум хидрида.

Техничка употреба калцијума је много већа у облику његових једињења.

Кречњак (CaCO3) и доломит (CaMg(CO3)2) су две важне сировине у данашњој индустрији:

  • Средство за уклањање шљаке у индустрији челика. Просечна потрошња износи око 0,5 тона кречњака по тони челика
  • Полазна сировина за производњу гашеног креча
  • Креда као средство за пуњење вештачких материјала, на пример ПВЦ-а. Циљ је побољшање крутости и отпорности на ударце, као и за смањење скупљања. Осим тога јако повећана топлотна проводљивост омогућава виши радни такт при екструдирању (извлачењу).
  • Ситнозрни калцијум-карбонат служи као средство за пуњење скупоценог бездрвног папира
  • Фино млевени креч или доломит се користи и као креч за ђубрење у пољопривреди и шумарству или као додатак ишрани неким животињама.

Калцијум-сулфат (гипс) се користи као грађевински материјал. Калцијум-карбид служи као полазна сировина за хемијске синтезе и за производњу ђубрива на бази креча и азота, а раније се користио и за синтезу ацетилена (етин), те се раније погрешно називао и калцијум ацетилид. Калцијум-хлорид служи као средство за сушење и топљење, као и за убрзавање стврдњавања бетона.

Биолошки значај

Кости човека и животиња садрже калцијум у виду фосфата и карбоната. Недостатак калцијума у костима изазива болест рахитис. Јон калцијума налази се и у крви и убрзава згрушавање крви у додиру са ваздухом. Код биљака улази у неке облике ћелијских зидова. Оне складиште калцијум у стабиљци и лишћу. Недостатак калцијума код биљака проузрокује слаб развој корена и лишћа.

Калцијум је заступљен у човековом организму између 1,4 и 1,66 % што представља преко 1 килограм. Калцијум има велику улогу у људском организму:

  • активатор ензима
  • провођење биоелектричних импулса
  • удео у згрушавању крви
  • удео у грчењу мишића
  • удео у производњи хормона

Ниво калцијума у крви зависи од:

  • количине калцијума која се уноси исхраном
  • количине калцијума у намирницама
  • степене избацивања калцијума са мокраћом

Калцијум је такође неопходан састојак у ћелијама биљака.

Референце

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. стр. 112. ISBN 0080379419.
  2. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305.
  3. ^ Krieck, Sven; Görls, Helmar; Westerhausen, Matthias (2010). „Mechanistic Elucidation of the Formation of the Inverse Ca(I) Sandwich Complex [(thf)3Ca(μ-C6H3-1,3,5-Ph3)Ca(thf)3] and Stability of Aryl-Substituted Phenylcalcium Complexes”. Journal of the American Chemical Society. 132 (35): 12492—12501. PMID 20718434. doi:10.1021/ja105534w.
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4.
  5. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
  6. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
  7. ^ Krieck, Sven; Helmar Görls; Lian Yu; Markus Reiher; Matthias Westerhausen (4. 2. 2009). „Stable "Inverse" Sandwich Complex with Unprecedented Organocalcium(I): Crystal Structures of [(thf)2Mg(Br)-C6H2-2,4,6-Ph3] and [(thf)3Ca{μ-C6H3-1,3,5-Ph3}Ca(thf)3]”. Journal of the American Chemical Society. 13 (8): 2977—2985. doi:10.1021/ja808524y.
  8. ^ berthold-weber.com: Fluorit im Wölsendorfer Flußspat-Revier, 10. 3. 2011.
  9. ^ Staff (1995). „H-K Project”. Mount Wilson Observatory. Приступљено 20. 5. 2015.
  10. ^ „Calcium”. laborlexikon.de. Приступљено 21. 5. 2011. |first1= захтева |last1= у Authors list (помоћ)
  11. ^ Robertson, R. W.; Marshall (1. 11. 1979). Calcium measurements in serum and plasma--total and ionized. 11. CRC Critical Reviews in Clinical Laboratory Sciences. стр. 271—304. PMID 116800.
  12. 12,0 12,1 Guder WG; Nolte J, ур. (2005). Das Laborbuch für Klinik und Praxis (1 изд.). Elsevier, Urban und Fischer. ISBN 978-3-437-23340-1.

Литература

  • Holleman A. F.; Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st изд.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
  • „Calcium and Calcium Alloys”. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. 2005. doi:10.1002/14356007.a04_515.pub2.

Спољашње везе

Aplacophora

Aplacophora су ситни, црволики билатерално симетрични мекушци који немају љуштуру већ им је тело покривено кутикулом на којој су иглице (спикуле) од калцијум-карбоната (кречњака). Региони тела нису јасно разграничени тако да се предњи и задњи део тела одређују према пукотинастом усном (у ком се налази радула) и аналном отвору.

Значајна су група животиња са теоријског становишта јер се воде дискусије нарочито о њиховом таксономском положају. Углавном су заступљена два мишљења:

једно по коме су они најпримитивнији мекушци и

друго по коме се сматра да су секундарно упрошћени.

Анхидрит

Анхидрит је минерал - нехидратисани калцијум сулфат, CaSO4. Кристалише ромбично, са три правца савршене цепљивости.

Гипс

Гипс је врло мекан минерал, по хемијском саставу калцијум-сулфат дихидрат, CaSO4•2H2O. Када се хидратише, анхидрован прах калцијум-сулфат, CaSO4, рекристалише и свара чврсту масу која се користи у грађевинарству.

Доломит

Доломит (енгл. Dolomite, Dolostone, франц. Dolomite, нем. Dolomit, рус. Доломит) је седиментна стена и минерал, који се састоје од кристала калцијум магнезијум карбоната, CaMg(CO3)2, односно CaCO3•MgCO3.

Стена доломит је највећим делом изграђена од минерала доломита. Ако, у одређеном проценту, кречњак садржи минерал доломит, тада се тај кречњак назива доломитични или магнезијски кречњак. Доломит је први пут описао француски природњак и геолог Деода Грате де Доломје (1750 – 1801). Пронађен је 1791. године у Доломитским Алпима у северној Италији.

Е-бројеви

Е-бројеви су део система адитива како за храну тако и за пића, која су дозвољена од Европске уније (ЕУ). Е-бројеви не морају да се пишу на производу, и произвођач може да наведе додатке користећи њихова имена уместо тога.

Земноалкални метал

У IIа групу периодног система елемената спадају: берилијум, магнезијум, калцијум, стронцијум, баријум и радијум, и једним именом се називају земноалкални метали. Порекло заједничког имена ових елемената лежи у чињеници да су најраспрострањенији међу њима (калцијум и магнезијум) значајни састојци Земљине коре и да њихови карбонати: кречњак (CaCO3), доломит (CaCO3•MgCO3), а у значајној мери и магнезит (MgCO3), представљају основне стене од којих је изграђен рељеф читавих области на Земљи.

Сви су лаки метали, изузев радијума. Сивкасто су беле боје, металног сјаја, али на ваздуху брзо потамне, услед оксидације и пресвлачења танким слојем оксида који их штити од даље оксидације. Тврдоћа се разликује од елемента до елемента због тога што поседују различите типове кристалне решетке, па је тако берилијум прилично тврд а баријум мек као олово. Густина се такође разликује, али су сви тежи од воде.Атоми ових елемената садрже по два s-електрона у највишем енергетском нивоу те су, према томе, у својим једињењима позитивно двовалентни. Због присуства два електрона у периферној сфери електронског омотача имају јако изражен позитивни метални карактер, иако имају релативно слабије изражене металне особине у односу на алкалне метале (због мањег полупречника атома и самим тим јаче изражене силе привлачења између језгра и електрона услед чега се они теже отпуштају), а поред тога земноалкални метали треба да отпусте и већи број валентних електрона да би стекли конфигурацију племенитог гаса.Хемијски су врло реактивни, па се стога не јављају у природи у елементарном стању већ искључиво у облику својих једињења, а међу њима најраспрострањенији су калцијум и баријум. Као и у другим групама периодног система, идући одозго на доле, од берилијума ка радијуму, са растућим редним бројем повећава се метални карактер и активност елемената што је условљено повећањем пречника атома и смањењем потенцијала јонизације елемената. За сада није објашњено зашто, али се зна да је енергија јонизације код радијума већа него што се очекивало. Због негативног редокс потенцијала добра су редукциона средства. Земноалкални метали се, иначе, одликују веома малим енергијама јонизације, па стога имају и мали коефицијент електронегативности који опада са порастом атомских бројева.

Ови елементи се лако растварају у киселинама, а берилијум се раствара и у алкалним хидроксидима јер је амфотеран. Загрејани на ваздуху бурно сагоревају дајући оксиде, који су базични, изузев берилијума чији је оксид амфотеран. Земноалкални метали дејствују и на воду (изузев берилијума) и прелазе у одговарајуће хидроксиде, који представљају јаке базе и веома су слабо растворљиви у води. Иначе ови елементи реагују и са азотом, са угљеником, са халогеним елементима итд.

Различита својства берилијума последица су тога што има мањи атомски и јонски полупречник, а и чињеница је да се код s и p- елемемената јавља дијагонални ефекат .

Калкареа

Калкареа (Calcarea) су сунђери са скелетом изграђеним од иглица (спикула) од калцијум-карбоната. Живе искључиво у морима на мањим дубинама. Спикуле могу да буду појединачне или ређе, 1,3,4-осне и да образују мрежаст скелет од калцијум-карбоната . Величина им се креће од неколико милиметара па до 15 cm. Живе појединачно (солитарно) или у колонијама. Колоније представљају групе од по неколико јединки спојених доњим, базалним крајевима. Описано је око 300 врста.

Код ове класе сунђера (у обе поткласе) заступљена су сва три типа грађе - аскон, сикон и леукон. Телесни зид је целуларног типа - постоји ћелијска организација и неколико различитих типова ћелија (пинакоците, пороците, хоаноците, амебоидне ћелије).

Калцијум-карбонат

Калцијум-карбонат је хемијско једињење које спада у класу неорганских соли. Молекуларна формула калцијум-карбоната је CaCO3. Најчешћи облици калцијум-карбоната су кречњак, креда и мермер.

Калцијум-сулфат

Калцијум-сулфат је хемијско једињење чија је ознака Ca S O4. У природи се јавља као минерал анхидрит, CaSO4 и као дихидрат, CaSO4* 2H2O, који се назива гипс, а ако је зрнаст и потпуно бео - алабастер.

Загревањем на температури од 130 до 160 °C потпуно се мења кристална структура гипса и настаје полухидрат гипса: CaSO4 * 2H2O → CaSO4 * 1/2H2O + 3/2H2O

Даљим загревањем полухидрат губи сву воду, при чему се структура не мења, настаје у води растворан анхидрит. Додатком воде, пошто је реакција реверзибилна, очвршћавају и полухидрат и анхидрит задржавајући дати облик уз незнатно повећање запремине (што је корисно при добијању гипсаних одливака јер се испуњава свака шупљина калупа).

Гипс се највише користи као додатак цементу, али и за израду малтера (мешањем са кречом), лаких грађевинских плоча (са додацима трске и дрвењаче), вештачког мермера, као подлога за подове, у медицинске и зуботехничке сврхе, за производњу украса од гипса, и још за многе друге ствари.

Осим тога, гипс је и хемијска сировина за добијање сумпора, сумпорне киселине и вештачког ђубрива амонијум-сулфата, (NH4)2SO4.

Калцијум-сулфид

{{Chembox

| Watchedfields =

| verifiedrevid =

| Name = Калцијум-сулфид

| ImageFile = Sodium-chloride-3D-ionic.png

| ImageSize =

| ImageAlt =

| ImageCaption =

| ImageFile1 = Calcium-sulfide-3D-balls.png

| ImageSize1 =

| ImageAlt1 =

| ImageCaption1 =

| ImageFile2 =

| ImageSize2 =

| ImageAlt2 =

| ImageCaption2 =

| ImageFile3 =

| ImageSize3 =

| ImageAlt3 =

| ImageCaption3 =

| ImageFile4 =

| ImageSize4 =

| ImageAlt4 =

| ImageCaption4 =

| ImageFileL1 =

| ImageFileL1_Ref =

| ImageSizeL1 =

| ImageAltL1 =

| ImageCaptionL1 =

| ImageFileR1 =

| ImageFileR1_Ref =

| ImageSizeR1 =

| ImageAltR1 =

| ImageCaptionR1 =

| ImageFileL2 =

| ImageFileL2_Ref =

| ImageSizeL2 =

| ImageAltL2 =

| ImageCaptionL2 =

| ImageFileR2 =

| ImageFileR2_Ref =

| ImageSizeR2 =

| ImageAltR2 =

| ImageCaptionR2 =

| ImageName = кристална решетка

| IUPACName = Калцијум-сулфид

| OtherNames = калцијум-моносулфид,„содни отпадак“

| Section1 = ! colspan=2 style="background: #f8eaba; text-align: center;" |Идентификација

|-

|

|

|-

|

|

|-

| ChemSpider

|

|-

| ECHA InfoCard

| 100.039.869

|-

| KEGG

|

|-

| MeSH

| Calcium+sulfide

|-

|

|

|-

| UNII

|

|-

| colspan="2" |

|-

| colspan="2" |

|-

| Section2 = {{Chembox Properties

| Formula = CaS

| MolarMass = 72.14 g/mol

| Appearance = Бели прах

| Density = 2.600 -{g/ml}, основно

| Solubility = хидролизује

| MeltingPt = 2400 °C (2673 K)

| BoilingPt =

}}

| Section3 = ! colspan=2 style="background: #f8eaba; text-align: center;" |Структура

|-

| Кристална решетка/структура

| попут структуре натријум-хлорида

|-

| Геометрија молекула

| Октаедар

|-

| Section4 =

| Section5 =

| Section6 =

| Section7 = ! colspan=2 style="background: #f8eaba; text-align: center;" |Опасности

|-

| Главне опасности

| извор водоник-сулфида

|-

| Р-ознаке

| R31 R36/37/38 R50

|-

| С-ознаке

| S28 S61

|-

| NFPA 704

|

|-

| Section8 = ! colspan=2 style="background: #f8eaba; text-align: center;" |Сродна једињења

|-

|

| CaO

|-

|

| MgS, BaS

|-

}}

Калцијум-сулфид је неорганско хемијско једињење хемијске формуле CaS.

Калцијум-флуорид

Калцијум-флуорид је неорганско хемијско једињење хемијске формуле CaF2.

Калцијум-хидрид

Калцијум-хидрид је хемијско неорганско једињење хемијске формуле CaH2.

Калцијум хлорид

Калцијум хлорид (CaCl2) је неорганско, јонско једињење калцијума и хлора. Веома је растворљиво у води. Ово је со, чврста на собној температури. Добија се директно из руде, али се велике количине овога једињења добијају и Солвејевим поступком. Ово је јако хигроскопно једињење. Гради ди, тетра и хексахидрате.

Метал

Метал (од грчког μέταλλον métallon, "рудник, каменолом, метал") супстанција је која се састоји од атома металних хемијских елемената који нису повезани са другим атомима.Већина метала су тврде, сјајне, чврсте супстанце на собној температури. Многи од њих су растегљиви, што значи да се могу извлачити у дуге цеви или жице. Многи су, такође и ковни, што значи да се могу исковати у танке листове. Бакар, злато и олово су међу најковнијим металима. Злато је најковније од свих метала и може се истањити у листиће који су дебели само два микрона (два милионита дела метра).

Метали се, углавном, лако обликују када су загрејани. Већина метала загревањем на веома високим температурама прелази у течно стање. Отопљен или течан метал се може сипати у калупе или модле. Када се метал охлади он очвршћава у облику калупа. Метали се могу обликовати у различите облике укључујући и цеви. Челични носачи се користе као конструкциони елементи. Челик је легура гвожђа, угљеника и других хемијских елемената.

За металне елементе узимају се хемијски елементи који у чистом облику показују физичке и хемијске особине метала. Те особине су:

добра електрична проводљивост

добра топлотна проводљивост

доста велике склоности за грађење хемијских једињења са базним особинама него са киселим.Метали и њихове легуре имају одличне механичке особине због чега се користе за изградњу машина и алата, а такође и као и материјали у грађевинарству.Велика већина у периодном систему су метали. По месту на коме се налазе у периодном систему деле се на:

алкалне метале као што су: литијум, натријум, калијум...

земљане алкалне метале као што су: берилијум, калцијум, магнезијум ...

слабе метале као што су: алуминијум, калај, антимон ...

прелазне метале као што су: злато, бакар, никл, платина...

актиноиде и лантаноиде као што су: уранијум, радијум, плутонијум и остали.Према температури топљења деле се на: тешко топљиве(Cu, Ni, Fe, W, V, Mo) и лако топљиве (Sn, Pb, Cd, Al, Mg, Zn).

Према специфичној тежини деле се на лаке (густина им је мања од 5 g/cm3) и тешке (густина им је већа од 5 g/cm3). Најлакши метал је литијум (ρ=0,53 g/cm3) он плива по води, најтежи метал је осмијум (ρ=22,6 g/cm3).

Параштитна жлезда

Параштитне жлезде су скуп од четири (ређе три) епителне, ендокринe жлездe тј. жлезда са унутрашњим лучењем које се налазе уз задњу страну штитнe жлездe (тиреоиднe). Утичу на повећање јона калцијума у крви и активира витамин Д. Без њих нема живота јер регулишу калцијум у костима, те су битне за моторне способности. Регулишу калцијум и фосфор у организму, луче парат хормон, учествују тако у развоју костију и зуба и стварању витамина Д. Код смањеног лучења хормона ове жлезде долази до појаве рахитиса односно поремећаја у развоју костију.

Ове жлезде су оводиног или облика сочива, има их две горње и две доње (лат. glandula parathyreoidea superior (dextra et sinistra) et glandula parathyreoidea inferior (dextra et sinistra)). Горње се налазе у висини лука прстенасте хрскавице гркљана, а упоље од повратног гркљанског живца (лат. n. laryngeusa reccurens). Док се доње налазе испод и споља горњих, положај им је нешто несталнији, али најчешће је у питању место иза базе одговарајућег режња штитне жлезде, у завршној рачви доње штитасте артерије (лат. a. thyreoidea inferior). Обавијене су фасцијом штитне жлезде, па се тешко разликују од околног ткива и при одстрањењу штитне жлезде постоји опасност од уклањања и параштитних жлезди.

Со

У хемији, со је општи термин који се користи за јонска једињења састављена од позитивно наелектрисаних катјона и негативно наелектрисаних анјона, тако да је производ неутралан и без наелектрисања. Ови јони могу бити неоргански (Cl-) као и органски (CH3-COO-) и једноатомски (F-) као и вишеатомски јони (SO42-).Растопи и водени раствори соли се зову електролити. Они, као и истопљене соли, проводе електрицитет.

Цвитер јони су соли које садрже анјонски и катјонски центар у истом молекулу, као на пример амино киселине, многи метаболити, пептиди и протеини.Смеше више различитих јона у раствору као што је цитоплазма ћелије, у крви, урину, биљном соку и минералној води најчешће не стварају дефинисане соли после испаравања воде.

Угљеник

Угљеник, угљик или карбон (C, лат. carboneum), неметал је IVа групе. Стабилни изотопи су му: 12C i13C. Битан нестабилан изотоп је 14C (настаје од 14N у горњим слојевима атмосфере).

Овај четворовалентни неметал има неколико алотропских модификација:

дијамант (најтврђи познати природни минерал). Назив му потиче од грчке речи adams, што значи „непобедив“, јер је најтврђи минерал у природи. Брушењем се од дијаманта добија брилијант, облик којим се истиче његова лепота и сјај и који се користи за накит. Хемијска формула C. Везивна структура: 4 електрона у 3-димензионим sp3-орбиталама.

графит (једна од најмекших супстанци). Исте хемијске формуле као дијамант C. Везивна структура: 3 електрона у 2-димензионалним sp2-орбиталама и 1 електрон у p-орбитали.

фулерен Хемијска формула C60, данас има широку примену у пољопривреди.Угљеник је био познат још у праисторији. Да је хемијски елемент први је утврдио Антоан Лавоазије. Међународни назив је изведен од латинске речи carbo, угаљ.

Цела једна грана хемије, органска хемија, се базира на једињењима која у себи садрже угљеник. Сем органских једињења велики значај имају угљеник(II)оксид (угљен-моноксид), угљеник(IV)оксид (угљен-диоксид), угљена киселина, карбиди и карбонати.

Фосфор

Фосфор (P, лат. phosphorus — носилац светлости) јесте хемијски елемент који има симбол P и атомски број 15. Он је вишевалентан неметал из VA(15) групе. У природи се често налази у неорганском фосфатном камењу.Због велике реактивности, фосфор се не налази слободан у природи. Једна његова алотропска модификација, бели фосфор, емитује бледо светлуцање у присуству кисеоника (отуда грчки назив).

Фосфор је саставни део нуклеинских киселина — ДНК (дезоксирибонуклеинске киселине) и РНК (рибонуклеинске киселине) и есенцијалан елемент за све ћелије, па се зато сврстава у биогене елементе. Најзначајнија индустријска употреба фосфорних хемикалија је за прављење ђубрива.

Фосфорне смеше се користе и у експлозивима, нервним гасовима, пиротехници, пестицидима, пастама за зубе и детерџентима.

Харвардска спектрална класификација

Харвардска спектрална класификација представља класификацију звезди према њиховим физичким особинама, одређеним првенствено уз помоћ спектралне анализе, посебно према температури у фотосфери звезде. Разликујемо неколико различитих класа:

класа О: плавичасто беле звезде, температуре 25.000-35.000 K, у спектру имају јонизовани хелијум, азот и кисеоник, неутрални хелијум и водоник, пример је звезда Λ у Ориону.класа B: плаве, 15.000-25.000 K, хелијум, водоник, калцијум; Ригел, Спика, Регулус.класа A: беле, 9.000 K, водоник, калцијум; Сиријус и Вега.класа F: жутобеле, 7.000 K, водоник, калцијум, неки метали; Прокион и Кастор.класа G: жуте, 6.000 K, водоник, кaлцијум, метали; Сунце и Капела.класа K: наранџастожуте, 4.500 K, калцијум, метали, молекули водоника; Полукс, Арктур, Алдебаран.класа M: црвене, 2.500-3.500 K, метали, титан-оксид; у овој класи се појављују и променљиве звезде; Антарес, Бетелгез, Мира.Као и W (екстремно топле, и до 100.000K, тзв. Волф-Раје), P (нове), Q (супернове). Издвајају се и поткласе R (3.500 K, угљен-диоксид и угљен-моноксид, цијан), N (црвене, 2.500 K), S (слична класи М).

У оквиру сваке класе постоји подела са ознакама 0-9, па је тако Сунце спектралне класе G2. Уколико из фотосфере звезде уместо уобичајених апсорпционих линија и трака примамо емисионе линије, као суфикс на име класе са бројем се додаје „е“.

Једињења калцијума
Активне форме
Базне форме

На другим језицима

This page is based on a Wikipedia article written by authors (here).
Text is available under the CC BY-SA 3.0 license; additional terms may apply.
Images, videos and audio are available under their respective licenses.