Kaltsium: erinevus redaktsioonide vahel
Eemaldatud sisu Lisatud sisu
P HC: lisatud Kategooria:Leelismuldmetallid |
Resümee puudub |
||
1. rida:
{{Keemiline aine
| nimetus=Kaltsium
| pilt=Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
| pildilaius=
| pildiallkiri=Kaltsium inertses keskkonnas
| valem=Ca
| välimus=Hõbehall, [[tahkis]]
| mass=40,078
| sulamistemperatuur=842
| keemistemperatuur=1484
| tihedus=1,55
| lahustuvus=
| dhgaas=
| dhvedel=
| dhtahke=
| sgaas=158,884
| svedel=
| stahke=41,59
| suu=
| nahk=
| silmad=
}}{{KeemElem|20|Kaltsium|Ca|40,08|keLeelismuldmetall|2|8|8|2|||}}
'''Kaltsium''' on [[keemiline element]] [[järjenumber|järjenumbriga]] 20, pehme, halli värvusega [[leelismuldmetall]], mida [[loodus]]es vabal kujul ei esine. Selle elemendi avastas inglise keemik [[Humphry Davy]] 1808. aastal. Kaltsiumi[[ioon]] on [[keemiline ühend|keemilistes ühendites]] tüüpiliselt [[oksüdatsiooniaste|oksüdatsiooniastmega]] 2+. Kaltsium on [[maakoor]]es [[mass]]i poolest levikult viies element [[hapnik]]u, [[räni]], [[alumiinium]]i ja [[raud|raua]] järel. Cl<sup>-</sup>, Na<sup>+</sup>, Mg<sup>2+</sup> ja SO<sub>4</sub><sup>2-</sup> järel on Ca<sup>2+</sup> viies lahustunud ioon [[merevesi|merevees]] nii massi kui ka [[molaarsus]]e poolest.<ref>{{netiviide | URL = http://cdiac.esd.ornl.gov/ftp/cdiac74/chapter5.pdf | Pealkiri = Handbook of method for the analysis of the various parameters of the carbon dioxide system in sea water, version 2 | Autor = Dickson, A. G. ja Goyet, C. | Failitüüp = PDF| Aeg = 1997| Väljaandja = ORNL/CDIAC-74| Kasutatud = 18.09.2013 | Keel = inglise }}</ref>
Kaltsium on [[elusorganism]]idele väga oluline [[mineraalaine]], eriti oluline on see [[rakk|raku]] [[füsioloogia]]s, kus kaltsiumiiooni (Ca<sup>2+</sup>) liikumine [[tsütoplasma]]sse ja sellest välja toimib olulise signaalina mitmetes rakuprotsessides. Kuna kaltsium on oluline mineraal [[luu]]de, [[hambad|hammaste]] ning [[koda (zooloogia)|kodade]] ehituses on see massi poolest levinuim [[metall]] paljudes [[loomad]]es.
==Omadused==
[[File:FlammenfärbungCa.png|thumb|upright|130px|left|[[Leekreaktsioon]]. Leegi oranžikaspunane värvus tuleneb kaltsiumist.]]
Keemia poolest on kaltsium üks [[Keemiline aktiivsus|reaktiivsemaid]] ning pehmemaid metalle (see on küll pisut [[kõvadus|kõvem]] kui [[plii]], kuid seda on võimalik noaga lõigata).
Kaltsium on metalne, hõbedane element, mida saab eraldada sulatatud [[kaltsiumkloriid]]i soolast [[elektrolüüs]]i teel.<ref name="pauling">{{Cite book|author=Pauling, Linus|title= General Chemistry|page= 627|year= 1970|publisher=Dover Publications|isbn=0-7167-0149-9}}</ref>
Sattudes kokku õhuga, moodustab nõndaviisi valmistatud kaltsium kiirelt kaitsva, hallikasvalge [[oksiidid|oksiidi]]- ja [[nitriidid|nitriidikihi]].
Oma põhivormis olevat kaltsiumi (tüüpiliselt killud või laastud) on isegi [[magneesium]]ist keerulisem süüdata, kuid kui see õnnestub, [[põlemine|põleb]] kaltsium [[õhk|õhu]] käes intensiivse, oranžikaspunase leegiga.
Metallilise kaltsiumi ja [[vesi|vee]] kokkupuutel toimub kiire [[keemiline reaktsioon|reaktsioon]], mille saaduseks on [[divesinik]]. Kuna kaltsiumi reaktsioon veega on kiire, kuid pole nii [[eksotermiline reaktsioon|eksotermiline]] (ei vabane nii palju soojusenergiat) kui vee reaktsioon [[liitium]]i, [[kaalium]]i või [[naatrium]]iga, kasutatakse seda divesiniku tootmiseks.<ref>Theodore Gray. ''The Elements''. Page 55</ref>
Võrreldes teiste [[leelismetall]]idega, on kaltsiumi ja vee vaheline reaktsioon aeglasem osalt seetõttu, et reaktsioonil tekkiv lahustumatu, valge [[kaltsiumhüdroksiid]] takistab vee ligipääsu metallilisele kaltsiumile.
[[Hape]]te vesi[[lahus]]tes reageerib kaltsium energiliselt, moodustades [[soolad|soola]].
Kaltsium on oma 1,55 g/cm<sup>3</sup> [[tihedus]]ega kergeim leelismuldmetall, kuigi tema [[aatommass]] on suurem kui samas rühmas kõrgemal olevatel, kuid tihedamatel magneesiumil (1,74 g/cm<sup>3</sup> ) ja [[berüllium]]il (1,85 g/cm<sup>3</sup>). Rühmas allapoole, alates [[strontsium]]ist leelismuldmetallide tihedus ning aatommass kasvab.
Kaltsiumil on kaks [[allotroop]]i: tahktsentreeritud kuubiline, mis eksisteerib kuni 464 °[[Celsiuse skaala|C]] ning ruumtsentreeritud [[kuubiline süngoonia|kuubiline]] [[süngoonia]], mis eksisteerib 464 °C kuni [[sulamistemperatuur]]ini.<ref>{{netiviide | URL = http://jes.ecsdl.org/content/103/7/409.abstract | Pealkiri = Allotropic Modifications of Calcium | Autor = J. F. Smith, O. N. Carlson, and R. W. Vest. | Failitüüp = PDF| Aeg = 1956| Väljaandja = J. Electrochem. Soc. | Kasutatud = 19.09.2013 | Keel = inglise }}</ref>
[[File:Bos gaurus.jpg|thumb| 200px|[[Gaur|India piison]] looduslikus lakukivi maardlas]]
Kaltsiumi sulamistemperatuur on 848 °[[Celsiuse skaala|C]].
Kaltsiumil on suurem elektriline [[takistus]] ning parem [[elektrijuhtivus]] kui [[vask|vasel]] või alumiiniumil, kuid kaltsiumi reaalset kasutamist elektriseadmetes takistab selle suur reaktiivsus õhuga kokkupuutel.
Kaltsiumiiooni (Ca<sup>2+</sup>) 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. <ref>{{netiviide | URL = http://physrev.physiology.org/content/81/4/1567.full.pdf | Pealkiri = Calcium: Taste, Intake, and Appetite | Autor = Tordoff, M. G|Täpsustus= osa 81/4 | Failitüüp = PDF| Aeg = 2001| Väljaandja = Physiological Reviews| Kasutatud = 30.09.2013 | Keel = inglise }}</ref>
Kaltsium on oluline osa loomade luude struktuuris. Kaltsiumil on suhteliselt suur [[aatomnumber]], see on põhjus, miks [[röntgenikiirgus|röntgenikiired]] luud ei läbi, tänu sellele nähtusele on võimalik teha [[röntgenipilt]]e.
[[Image:Calcite-Dolomite-247681.jpg| thumb| 140px| right| Kaltsiidi kristallid dolomiidil]]
==Esinemine looduses==
Kaltsiumi looduses puhtal kujul ei leidu. Harilikult leidub seda [[settekivim]]ites olevate [[mineraal]]ide koostises, näiteks [[kaltsiit|kaltsiidis]], [[dolomiit|dolomiidis]] ja [[kips]]is. Samuti leidub kaltsiumi [[süvakivim|süva-]] ja [[moondekivim]]ites, eeskätt [[silikaatsed mineraalid|silikaatsetes mineraalides]]: [[plagioklass]]ides, [[amfibool]]ides, [[pürokseen]]ides ja [[granaadid|granaatides]].
==Isotoobid==
Kaltsiumil on viis [[Stabiilne isotoop|stabiilset]] [[isotoop]]i: <sup>40</sup>Ca, <sup>42</sup>Ca, <sup>43</sup>Ca, <sup>44</sup>Ca ja <sup>46</sup>Ca, lisaks veel üks isotoop <sup>48</sup>Ca, millel on nii pikk [[poolestusaeg]], et praktilistes rakendustes võib ka seda stabiilseks nimetada.
Kaltsiumil on ka [[kosmiline isotoop]], radioaktiivne <sup>41</sup>Ca, mille poolestusaeg on 103 000 aastat. Erinevalt kosmilistest isotoopidest, mis tekivad [[atmosfäär]]is, tekib <sup>41</sup>Ca <sup>40</sup>Ca [[neutronaktivatsioon]]il, umbes meetripaksuses pealmises [[muld|mullakihis]], seal, kus kosmiline [[ioniseeriv kiirgus|neutronite voog]] on piisavalt tugev. <sup>41</sup>Ca on tähtis uurimisobjekt [[stellaarastronoomia]]s kuna see laguneb <sup>41</sup>K-ks, mis on väga oluline indikaator [[päikesesüsteem]]i anomaaliate kohta.
Ülejäänd 18 isotoopi vahemikus <sup>34</sup>Ca - <sup>57</sup>Ca on väga ebastabiilsed, nende poolestusaeg jääb vahemikku 35 nanosekundit kuni 163 päeva.
Kõige enamlevinumat <sup>40</sup>Ca on looduses 97% kõigist kaltsiumi isotoopidest. Selle [[aatomituum|tuumas]] on 20 [[prooton]]it ja 20 [[neutron]]it. See on ühtlasi kõige raskem stabiilne isotoop millel on võrdne arv prootoneid ja neutroneid. [[Supernoova]]s tekib kaltsium-40 [[süsinik]]u reaktsioonist mitmete [[alfaosake|α-osakestega]] ([[heelium]]i tuumadega), kuni <sup>40</sup>Ca on sünteesitud.
<sup>40</sup>Ca kasutatakse K-Ca dateerimistehnikas, kus kivimis määratakse <sup>40</sup>K lagunemise hulk <sup>40</sup>Ca-ks ning arvutuste teel, teades <sup>40</sup>K poolestusaega, selle esialgset sisaldust kivimis ning tekkinud [[tütarelement|tütarelemendi]] hulka, leitakse kivimi vanus.
==Geokeemiline ringlus==
[[Image:Pamukkale Hierapolis Travertine pools.JPG|thumb| right| Lubjakivi astangud [[Pamukkale]]s, [[Türgi]]s]]
Kaltsium on oluline lüli [[tektoonika]], [[kliima]] ning [[süsinikuringe]] vahel. Mägede kerkimisel [[isostaasia|isostaatilise]] liikumise tõttu paljastuvad kaltsiumit sisaldavad [[kivim]]id [[porsumine|keemilisele murenemisele]]. Seejärel vabanevad Ca<sup>2+</sup> ioonid [[pinnavesi|pinnavette]], mis viib ioonid [[ookean]]isse, kus need reageerivad lahustunud [[süsihappegaas]]iga (CO<sub>2</sub>) moodustades [[lubjakivi]] põhikoostisosa – [[kaltsiumkarbonaat|kaltsiumkarbonaadi]].
Selle protsessi tulemuseks on see, et iga kaltsiumiioon eemadab atmosfäärist või ookeanist ühe süsinikdioksiidi molekuli, salvestades selle ookeanipõhja kivimitesse, mis püsivad seal sadu miljoneid aastaid. See tähendab, et kaltsiumiiooni vabanemine kivmitest „puhastab“ atmosfääri süsihappegaasist, avaldades pikaajalist mõju [[Maa]] kliimale, takistades [[kasvuhooneefekt]]i suurenemist.
<ref>{{netiviide | URL= http://www.nature.com/nature/journal/v426/n6964/full/nature02131.html | Pealkiri = The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition | Autor = Berner,R|Täpsustus= Väljaanne 426| Aeg = 2003| Väljaandja = Nature| Kasutatud = 30.09.2013 | Keel = inglise }}</ref>
Tegelik reaktsioon on pisut keerukam ning sisaldab [[vesinikkarbonaadid|vesinikkarbonaat]]iooni (HCO3-) teket, kuna merevee [[pH]] juures on süsihappegaas just vesinikkarbonaadi kujul:
:::::::Ca<sup>2+</sup> + 2HCO<sub>3</sub><sup>-</sup> → CaCO<sub>3</sub>(lubjakivi) + CO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O
==Kasutusviisid==
Kaltsiumit kasutatakse <ref>Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. </ref>:
*[[redutseerija]]na teiste metallide: [[uraan]]i, [[tsirkoon]]i, [[toorium]]i [[ekstraktsioon|ekstraheerimisel]]
*hapniku, [[väävel|väävli]] või [[süsinik]]u eemaldamiseks mitmetest [[raudmetallid|raudmetallide]] [[sulam]]itest
*alumiiniumi, berülliumi, vase, plii ja magneesiumi sulamite tootmises
*ehituses kasutatavate [[tsement]]ide ja [[mört]]ide valmistamises
*[[juust]]u tootmises, kus kaltsiumiioonid mõjutavad [[laap|laabi]] aktiivsust, põhjustades omakorda piima[[valk|valkude]] [[koagulatsioon|kalgendumise]].
==Kaltsiumiühendid==
[[Image:Carbide lamp lit.jpg|thumb|180px|right|Karbiidlamp]]
* '''[[Kaltsiumoksiid]]i''' (CaO) ehk kustutamata lupja kasutatakse metallide tootmisel lisandite, näiteks [[räbu]] eemaldamiseks, [[keraamika]]s värvide tootmisel ning [[putukamürk|putukamürgina]]. Veel leiab CaO kasutust [[heitvesi|heitvee]] happesuse vähendajana, kuna kaltsiumoksiid on [[aluseline oksiid]].
* '''[[Kaltsiumkarbonaat]]i''' (CaCO<sub>3</sub>) kasutatakse tsemendi ja mördi tootmises, samuti [[hambapasta]]des, mähkmetes ja [[paberitööstus]]es. [[lubi|Lupja]] ja lubjakivi kasutatakse [[klaas]]itootmises.
* '''[[Kaltsiumhüdroksiid]]i''' (Ca(OH)<sub>2</sub>) ehk kustutatud lupja kasutatakse ehituses mördi ja [[krohv]]i koostisosana, juuksepehmentajates [[seebikivi]] asendajana. Kaltsiumhüdroksiidi vesilahust ehk [[lubjavesi|lubjavett]] kasutatakse lahustes süsinikdioksiidi detekteerimiseks – süsihappegaasi sisaldav lahus muutub häguseks.
* '''[[Kaltsiumarsenaat]]i''' (Ca<sub>3</sub>(AsO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>) kasutati putukamürkides ning [[herbitsiid]]ides, kuid kuna selle [[mürgisus|toksilisus]] viis ohtliku aine, [[DDT]] tekkimiseni on kaltsiumarsenaadi kasutus rangelt reguleeritud.
* '''[[Kaltsiumkarbiid]]i''' (CaC<sub>2</sub>) kasutatakse [[karbiidlamp]]ides ja [[signaalrakett]]ides, lisaks [[teras]]e valmistamisel, plastikutööstuses [[atsetüleen]]i saamiseks, millest toodetakse [[polüvinüülkloriid]]i (PVC).
* '''[[Kaltsiumkloriid]]i''' (CaCl<sub>2</sub>) kasutatakse [[jää]] kõrvaldamiseks teedelt, selle [[hügroskoopsus]]e tõttu kasutatakse seda vee eemaldamiseks lahustest. Vähendamaks [[betoon]]i [[erosioon]]i ujumisbasseinides, lisatakse kaltsiumkloriidi [[vee karedus]]e tõstmiseks. Veel tarvitatakse seda [[toidulisaained|toidulisaainena]] – E509.
* '''[[Kaltsiumglükonaat]]i''' (Ca(C<sub>6</sub>H<sub>11</sub>O<sub>7</sub>)<sub>2</sub>) tarvitatakse toidulisandina, vitamiinitablettides, [[hüpokaltseemia]] ja [[hüperkaleemia]] ravis, [[vastumürk|vastumürgina]] magneesiumsulfaadi toksilisusele. Kaltsiumglükonaadi [[geel]]i kasutatakse vesinikfluoriidhappe söövituse ravis.
* '''[[Kaltsiumhüpoklorit]]it''' (Ca(OCl)<sub>2</sub>) kasutatakse ujumisbasseinide [[desinfitseerimisaine|desinfektsioonivahendina]], [[valgendi]]tes, [[deodorant]]ides ning [[vetikad|vetikate]] ja [[seenhaigus]]te tõrjevahendites.
* '''[[Kaltsiumpermanganaat]]i''' (Ca(MnO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>) kasutatakse vedelas raketikütuses, tekstiilitööstuses, vee [[steriliseerimine|steriliseerimiseks]] ja hammaste valgendamiseks.
* '''[[Kaltsiumfosfaat]]i''' (Ca<sub>3</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>) kasutatakse täiendava loomasöödana, [[väetis]]ena, [[pärm]]itaigna toodetes ja klaasitootmises.
* '''[[Kaltsiumfosfiid]]i''' (Ca<sub>3</sub>P<sub>2</sub>) kasutatakse [[ilutulestik]]es, [[rodentitsiid|närilistemürkides]], [[torpeedo]]des ning [[signaalrakett]]ides.
* '''[[Kaltsiumstearaat]]i''' (Ca(C<sub>18</sub>H<sub>35</sub>O<sub>2</sub>)<sub>2</sub>) kasutatakse [[kangas]]te veekindlaks muutmiseks, määrdeainena rasvapliiatsites, [[kosmeetika]]s, spetsiaalsetes [[plast]]ides, värvitootmises ning veekindlate materjalide valmistamises.
* '''[[Kaltsiumsulfaat]]''' (CaSO<sub>4</sub>•2H<sub>2</sub>O) ehk [[kips]] on kasutuses tavalise kriidina, meditsiinis [[lahas]]ena, seinade ning lagede ehituses, [[krohv]]is, [[alabaster|alabastrist]] skulptuurides.
* '''[[Kaltsiumvolframaat]]i''' (CaWO<sub>4</sub>) kasutatakse helendavates värvides [[luminofoorlamp]]ides ja röntgenuuringutes
* '''[[Hüdroksüapatiit]]''' (Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>(OH) moodustab 70% loomade luudest, samuti on see põhiline mineraal, millest koosnevad [[hambaemail]] ja [[dentiin]].
{{keemElemLeelismuldmetallid}}
[[Kategooria:Leelismuldmetallid]]
== Viited ==
{{viited}}
| |||