Кальций и его биологическая роль

 

 

 

 

 

 

Министерство образования  и наук Российской Федерации

Воронежский государственный  университет

Фармацевтический факультет

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

РЕФЕРАТ

 

 

Кальций и его соединения. Биологическая роль.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Студентка 1 курса (3 группа)

фармацевтического факультета

Кулаева Марина Анатольевна

 

 

 

 

 

 

2011

 

 

 

-1-

Оглавление:

1). Введение.

2). Нахождение элемента  в природе. Получение.

3). Физико-химические  свойства.

4). Соединения кальция и свойства этих соединений.

5). Применение кальция  и его соединений.

6). Биологическая роль кальция и его соединений.

7). Используемая литература.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

-2-

Ca	20
40,078
[Ar]4s2
Кальций

1). Введение 
                    

 

 

 

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) — “известь”, “мягкий камень”. Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви в 1808 г., выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

 

2). Нахождение в природе.

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа).

Изотопы. Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: ⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca и ⁴⁸Ca, среди которых наиболее распространённый — ⁴⁰Ca — составляет 96,97 %. Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп ⁴⁸Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий, как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×10¹⁹ лет.

В горных породах и минералах. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al₂Si₂O₈].

-3-

В виде осадочных пород  соединения кальция представлены мелом  и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO₃). Кристаллическая форма кальцита (мрамор) встречается в природе гораздо реже. Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO₃, ангидрит CaSO₄, алебастр CaSO₄·0.5H₂O и гипс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, апатиты Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), доломит MgCO₃·CaCO₃. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

В биосфере. Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca₅(PO₄)₃OH или 3Ca₃(PO₄)₂·Са(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

3). Физико-химические свойства кальция.

Физические свойства. Кальций - серебристо-белый ковкий металл, который плавится при температуре 850⁰C и кипит при 1482⁰С. Он значительно тверже щелочных металлов. Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия ΔH⁰ перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

Химические свойства. Кальций — типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом, влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина. В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca²⁺/Ca⁰ −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения: Ca + 2Н₂О = Ca(ОН)₂ + Н₂↑ + Q.

-4-

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций  реагирует при обычных условиях:                                                                                            2Са + О₂ = 2СаО,                                    Са + Br₂ = CaBr₂.                                       При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется.             С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Са + Н₂ = СаН₂,                                          Ca + 6B = CaB₆,

3Ca + N₂ = Ca₃N₂,                                      Са + 2С = СаС₂,

3Са + 2Р = Са₃Р₂ (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР₅;

2Ca + Si = Ca₂Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.                                                                         Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции — экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑,                                                                           Ca₃N₂ + 3Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2NH₃↑.

Ион Ca²⁺ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.                                                                               Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.                                                                                          Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО₃, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО₃)₂ в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂.                                                                         В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + СО₂↑ + Н₂О.

-5-

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В  результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах  образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.                                                                                        Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО₃. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

 

4). Соединения кальция и свойства  этих соединений.                          

Карбонат кальция СаCO₃ – одно из самых распространенных на Земле соединений. Минералы на основе СаCO₃ покрывают около 40 млн км² земной поверхности. Мел, мрамор, известняки, ракушечники – все это СаCO₃ с незначительными примесями, а кальцит – чистый СаCO₃.                                                                                                             Самый важный из этих минералов – известняк. Известняки есть практически везде. В европейской части СССР известняки встречаются в отложениях почти всех геологических возрастов. Ракушечники – известняки органического происхождения – особенно распространены на северном побережье Черного моря. Знаменитые Одесские катакомбы – это бывшие каменоломни, в которых добывали ракушечник. Из известняков главным образом сложены и западные склоны Урала. В чистом виде известняки – белого или светло-желтого цвета, но примеси придают им более темную окраску. Наиболее чистый СаCOз образует прозрачные кристаллы известкового или исландского шпата, широко применяемого в оптике. А обычные известняки используются очень широко – почти во всех отраслях народного хозяйства. Больше всего известняка идет на нужды химической промышленности. Он незаменим в производстве цемента, карбида кальция, соды, всех видов извести (гашеной, негашеной, хлорной), белильных растворов, цианамида кальция, известковой воды и многих других полезных веществ. Значительное количество известняка расходует и металлургия – в качестве флюсов. Без известняка не обходится ни одно строительство. Во-первых, из него самого строят, во-вторых, из известняка делают многие строительные материалы. Известняками (щебенкой) укрепляют дороги, известняками (в виде порошка) уменьшают кислотность почв. В сахарной промышленности известняк используют для очистки свекловичного сока. Другая разновидность углекислого кальция – мел. Мел – это не только зубной порошок и школьные мелки. Его используют в бумажной и резиновой промышленности – в качестве наполнителя, в строительстве и при ремонте зданий – для побелки.                                                                                     Третья разновидность карбоната кальция – мрамор.

-6-

Считается, что мрамор образовался из известняка в давние геологические эпохи. При смещениях  земной коры отдельные залежи известняка оказывались погребенными под слоями других пород. Под действием высокого давления и температуры там происходил процесс перекристаллизации, и известняк превращался в более плотную кристаллическую породу – мрамор. Естественный цвет мрамора – белый, но чаще всего различные примеси окрашивают его в разнообразные цвета. Чистый белый мрамор встречается не часто и идет в основном в мастерские скульпторов. Из менее ценных сортов белого мрамора делают распределительные щиты и панели в электротехнике. В строительстве мрамор (всех цветов и оттенков) используют не столько как конструкционный, сколько как облицовочный материал.                                 Доломит – важный огнеупорный материал и сырье для производства цемента. Это двойная магние-кальциевая соль угольной кислоты, ее состав – СаCO₃ · MgCO₃.                                                                                                       Кальций сернокислый                                                                                  Сульфат кальция СаSO₄ тоже широко распространен в природе. Известный минерал гипс – это кристаллогидрат СаSO₄ · 2Н₂О. Как вяжущее гипс используют уже много веков, чуть ли не со времен египетских пирамид. Но природному гипсу (гипсовому камню) несвойственна способность твердеть на воздухе и при этом скреплять камни. Это свойство гипс приобретает при обжиге. Если природный гипс прокалить при температуре не выше 180°C, он теряет три четверти связанной с ним воды. Получается кристаллогидрат состава CaSО₄ · 0,5H₂O. Это алебастр, или жженый гипс, который и используется в строительстве. Помимо вяжущих свойств у жженого гипса есть еще одно полезное свойство. Затвердевая, он немного увеличивается в объеме. Это позволяет получать хорошие слепки из гипса. В процессе твердения жженого гипса, смешанного с водой (гипсового теста), полторы молекулы воды, потерянные при обжиге, присоединяются, и снова получается гипсовый камень CaSO₄ · 2H₂O. Если обжиг гипсового камня вести при температуре выше 500°C, получается безводный сернокислый кальций – «мертвый гипс». Он не может быть использовал в качестве вяжущего. «Оживить» мертвый гипс можно. Для этого нужно прокалить его при еще более высоких температурах – 900...1200°C. Образуется так называемый гидравлический гипс, который, будучи замешанным с водой, вновь дает затвердевающую, массу, очень прочную и стойкую к внешним воздействиям.                                                                                                           Кальций фосфорнокислый                                                                          Кальциевая соль ортофосфорной кислоты – основной компонент фосфоритов и апатитов. Эти минералы (тоже достаточно распространенные) – сырье для производства фосфорных удобрений и некоторых других химических продуктов. Кальциевые соли фосфорных кислот, прежде всего трикальцийфосфат Са₃(РO₄)₂, всегда есть в организмах людей и животных.

-7-

 

Са₃(РO₄)₂ – главный «конструкционный материал» наших костей.                                     Кальций хлористый                                                                                                           Эта соль кальция встречается в природе намного реже, чем карбонат, сульфат или фосфаты кальция. Ее получают как побочный продукт в производстве соды аммиачным способом. Природный хлористый кальций это обычно кристаллогидрат СаСl₂ · 6Н₂O, который при нагревании теряет сначала четыре молекулы воды, а затем и остальные. Безводный хлористый кальций сильно гигроскопичен, его применяют для сушки жидкостей и газов. Хлористый кальций хорошо растворяется в воде. Если полить таким раствором грунтовую или щебеночную дорогу, она останется влажной намного дольше, чем после поливки водой. Это происходит потому, что упругость пара над раствором хлористого кальция очень мала; такой раствор поглощает влагу из воздуха и поэтому долго не высыхает. Другое применение этой соли связано с низкими температурами замерзания растворов хлористого кальция. Эти растворы используют в холодильных системах. А смеси этой соли со снегом или мелко истолченным льдом плавятся при температурах намного ниже нуля. Точка плавления холодильной смеси состава 58,8% CaCl₂ · 6Н₂О и 41,2% снега минус 55°C. Хлористый кальций широко применяют и в медицине. В частности, внутривенные инъекции растворов CaCl₂ снимают спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшают свертываемость крови, помогают бороться с отеками, воспалениями, аллергией. Растворы хлористого кальция врачи прописывают не только внутривенно, но и просто как внутреннее лекарство. Хлорид кальция стал также одним из компонентов витамина B₁₅.              Кальций фтористый                                                                                               В отличие от CaCl₂ и других галогенидов кальция эта соль практически нерастворима в воде. Фтористый кальций входит в состав апатита, там это бесполезная примесь. Зато чистый кристаллический дифторид кальция – вещество очень полезное. Это один из главных металлургических флюсов – веществ, помогающих отделять металлы от пустой породы. В этом качестве фтористый кальций используют очень давно, и не случайно одно из названий этого минерала – плавиковый шпат. Плавиковый – от «плавить». Иногда в природе встречаются крупные, весом до 20 кг, абсолютно прозрачные кристаллы этой соли. У них другое минералогическое название – флюорит. Такие кристаллы представляют чрезвычайную ценность для оптики, потому что они пропускают ультрафиолетовые и инфракрасные лучи намного лучше, чем стекло, кварц или вода. Спрос на кристаллы флюорита намного превышает запасы разведанных месторождений, и не случайно флюорит стали получать в промышленных масштабах искусственным путем.