Kaltsium: erinevus redaktsioonide vahel
Eemaldatud sisu Lisatud sisu
Resümee puudub |
P pisitoimetamine |
||
31. rida:
==Omadused==
[[Pilt:FlammenfärbungCa.png|
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.
48. rida:
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
[[Pilt:Bos gaurus.jpg|pisi|[[Gaur|India piison]] looduslikus lakukivi maardlas]]
Kaltsiumi sulamistemperatuur on 1848
Kaltsiumil on suurem elektriline [[takistus]] ehk väiksem [[elektrijuhtivus]] kui [[vask|vasel]] või alumiiniumil, kuid kaltsiumi reaalset kasutamist elektriseadmetes takistab selle suur reaktiivsus õhuga kokkupuutel.
58. rida:
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.
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.
[[Pilt:Calcite-Dolomite-247681.jpg|pisi|
==Esinemine looduses==
69. rida:
==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.
83. rida:
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 eemaldab atmosfäärist või ookeanist ühe süsinikdioksiidi molekuli, salvestades selle ookeanipõhja kivimitesse, mis püsivad seal sadu miljoneid aastaid. See tähendab, et kaltsiumiiooni vabanemine kivimitest
<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>
91. rida:
==Kasutusviisid==
Kaltsiumit kasutatakse <ref>Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press.
*[[redutseerija]]na teiste metallide (nt [[uraan]]i, [[tsirkoon]]i, [[toorium]]i) [[ekstraktsioon|ekstraheerimisel]]
*hapniku, [[väävel|väävli]] või [[süsinik]]u eemaldamiseks mitmetest [[raudmetallid
*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
==Kaltsiumiühendid==
111. rida:
* '''[[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
* '''[[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.
| |||