Общая характеристика металлов главной подгруппы II группы

Фотография 
Магниевый порошок с окисляющими добавками (нитрат бария, перманганат калия, гипохлорит натрия, хлорат калия и т. д.) применялся (и применяется сейчас в редких случаях) в фотоделе в химических фотовспышках (магниевая фотовспышка).

Аккумуляторы 
Магниево-серные батареи — являются одними из самых перспективных, превосходя в теории ёмкость ионо-литиевых, однако, пока эта технология находится на стадии лабораторных исследований в силу непреодолённости некоторых технических препятствий.

Биологическая роль и токсикология 
Магний — один из важных биогенных элементов, в значительных количествах содержится в тканях животных и растений (хлорофиллы). Его биологическая роль сформировалась исторически, в период зарождения и развития протожизни на нашей планете в связи с тем, что морская среда первобытной земли была преимущественно хлоридно-магниевая, в отличие от нынешней — хлоридно-натриевой.

Магний является кофактором многих ферментативных реакций. Магний необходим для превращения креатина фосфата в АТФ — нуклеотид, являющийся универсальным поставщиком энергии в живых клетках организма. Магний необходим на всех этапах синтеза белка. Он участвует в поддержании нормальной функции нервной системы и мышцы сердца, оказывает сосудорасширяющее действие, стимулирует желчеотделение, повышает двигательную активность кишечника, что способствует выведению шлаков из организма (в том числе и холестерина).

Усвоению магния мешают наличие фитина и избыток жиров и кальция в пище. Дефицит магния может проявляться по-разному: бессонница, хроническая усталость, остеопороз, артрит, фибромиалгия, мигрень, мышечные судороги испазмы, сердечная аритмия, запоры, предменструальный синдром (ПМС). При потливости, частом употреблении слабительных и мочегонных, алкоголя, больших психических и физических нагрузках (в первую очередь при стрессах и у спортсменов) потребность в магнии увеличивается.

К пище, богатой магнием, относятся: кунжут, отруби, орехи. Однако обилие фитина в этих продуктах делает его малодоступным для усвоения, поэтому только зелёные овощи могут служить надёжным источником магния. Магния совсем мало в хлебе, молочных, мясных и других повседневных продуктах питания современного человека. Суточная норма магния — порядка 300 мг для женщин и 400 мг для мужчин (предполагается, что всасывание около 30% магния). По результатам последних исследований обнаружено, что цитрат магния является наиболее усваиваемым продуктом, содержащим магний.

Одним из наиболее биологически целесообразных источников магния при транскутанном (чрезкожном) всасывании является минерал бишофит, широко использующийся в целях медицинской реабилитации, физиотерапии и санаторно-курортного лечения. Преимуществом транскутанного применения является высокая биодоступность ионов магния, насыщающего локальные проблемные зоны минуя выделительную систему.(ПРИЛОЖЕНИЕ 2) 

Характеристика кальция 

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Простое вещество кальций (CAS-номер: 7440-70-2) — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

История и происхождение названия 
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.

Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные.

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). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л 
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 %. Ядра кальция содержат магическое число протонов: Z = 20. Изотопы 4020Ca20 и 4820Ca28 являются двумя из пяти существующих в природе ядер с дважды магическим числом.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), 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 и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al2Si2O8].

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, апатитыCa5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).

Миграция в земной коре 
В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

(равновесие смещается  влево или вправо в зависимости  от концентрации углекислого  газа).

Огромную роль играет биогенная миграция.

В биосфере 
Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca5(PO4)3OH, или, в другой записи, 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 и др. 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).

Получение 
Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (75-80 %) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C:

 
Кальций (Са) — содержится в организме в большем количестве, чем все остальные металлы. Более 99% кальция входит в состав костей и зубов в виде нерастворимого фосфата гидроксиапатита Са10(РО4)6(ОН)2 или в виде карбонатапатита Са10(РО4)6СО3. Са участвует в большинстве процессов метаболизма, поскольку является внутриклеточным медиатором с весьма многообразными функциями. От его концентрации в межклеточной жидкости и в полости эндоплазматического ретикулума (ЭР) зависит конформационное изменение (свертывание) белковых молекул. Поэтому Са называют главным неорганическим вторичным переносчиком (мессенджером). Дефицит Са проявляется задержкой роста, ломкостью костей, болезнями зубов и другими нарушениями, в частности, усилением всасывания нежелательных или токсичных ионов металлов. Напротив, высокий уровень Са2+ в диете может подавлять всасывание других металлов, в том числе необходимых организму. Двухвалентный ион кальция в свободном виде цитотоксичен.

 

Ввиду первостепенной важности Са для жизнедеятельности в организме существует эффективный механизм обеспечения гомеостаза этого металла. В него входят три гормона: паратиреоидный гормон (паратгормон, парати-рин, ПТГ), кальцитонин и кальцитриол (1,25-дигидроксихолекальциферол). Первый из них — полипептид, секретируемый паращитовидной железой при снижении концентрации Са2+ в плазме. Он стимулирует высвобождение иона кальция из костей и реабсорбцию («резорбцию») в почках, одновременно подавляя реабсорбцию фосфата.

Калъцитонин — полипептидный йодсодержащий гормон, образующийся в С-клетках щитовидной железы — ингибирует реабсорбцию обоих ионов в крови, снижая их уровень. Подавляет активность остеокластов, в регуляции уровня Са2+ антагонистичен ПТГ.

Кальцитриол — стероидный гормон, образующийся в почках и печени при гидроксилировании витамина D3, причем реакция в этих органах происходит по-разному: в печени — 25-гидроксилирование, а в почках — 1а-гидро-ксилирование 25-дигидрооксихолекальциферола.

Этот процесс регулируется местными цитокинами и катализируется щелочной фосфатовой, секретируемой остеобластами. Она отщепляет фосфат от пирофосфата. В организме кости депонируют Са, РO3-4, а также Mg и Na. В ткани зубов, в отличие от костной, белковый матрикс содержит также коллагены и протеогликаны (глюкозаминогликаны). Плотность костной ткани увеличивается в присутствии фтора. Показано также, что фруктоборат кальция в присутствии витамина D3 стимулирует восстановление поврежденных артрозом, артритом, остеопорозом и остеохондрозом костных и хрящевых тканей в суставах. Механизмы этого влияния в деталях не изучены.

Помимо структурной функции, Са контролирует некоторые важнейшие обменные процессы: синтез секреторных или мембранных белков с дисульфидными связями, обеспечивающими правильность трехмерной структуры белка, мышечное сокращение и свертывание крови.

Физические свойства 
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 типаα-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия   перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника, но не становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является). При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше, чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное поведение кальция похоже во многом на стронций (то есть параллели в периодической системе сохраняются)[4].

Химические 
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:

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным пламенем с оранжевым оттенком. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Кроме получающихся в этих реакциях фосфида кальция Ca3P2 и силицида кальция Ca2Si известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5 и силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты. Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

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, а тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные карстовые полости и провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет вре́менную 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.

Применение 
Главное применение металлического кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудно восстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов. Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редкоземельных элементов.

Изотоп 48Ca — один из эффективных и употребительных материалов для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Это связано с тем, что кальций-48 является дважды магическим ядром, поэтому его устойчивость позволяет ему быть достаточно нейтроноизбыточным для лёгкого ядра; при синтезе сверхтяжёлых ядер необходим избыток нейтронов.