Vápník – Ca Zhanna Tysyak, 4.B, 2012

Obecné informace

Umístění v PSP II. A skupina neboli kovy alkalických zemin (s výjimkou Be a Mg) 4. perioda s-prvek

Elektronová konfigurace [Ar] 4s2

Oxidační čísla 0, II

Výskyt

Výskyt V přírodě se Ca objevuje vždy jen vázaný, avšak ve velkých množstvích. Nejběžnější je CaCO3 – vápenec (čistý = mramor; různé podoby – např. křída, aragonit (kosočtverečná soustava). CaSO4 · 2 H2O – sádrovec (čistý = alabastr). CaCO3 · MgCO3 – dolomit. CaF2 – fluorit (kazivec). Fluorapatit, chlorapatit, apatit, fosforit, křemičitany vápenaté; v přírodních vodách, v kostech, zubech, vaječných skořápkách, schránkách…

fluorit apatit aragonit sádrovec mramor dolomit vápenec alabastr

Fyzikální vlastnosti

Fyzikální vlastnosti Ca je stříbrobílý lesklý kujný kov malé hustoty. Velmi reaktivní (uchovává se pod petrolejem), na vzduchu se pokrývá vrstvičkou hydroxidu. Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2 (i za studena) http://www.youtube.com/watch?v=yXjVjuFBVrk S kyselinami reaguje rychleji; nereaguje s roztoky alkalických hydroxidů, ale rozpouští se v kapalném amoniaku (vzniká tmavěmodrý roztok). Soli vápníku barví plamen cihlově červenou. Ca2+ bezbarvý, nejedovatý.

Příprava, výroba

Příprava v chemické laboratoři Volný kov byl připraven roku 1808 H. Davym elektrolýzou hydroxidu vápenatého. Nepřipravuje se, vyrábí se.

Výroba Elektrolýza taveniny chloridu vápenatého s přídavkem buď chloridu draselného, nebo fluoridu vápenatého při teplotě 700 °C. Vápník lze vyrobit redukcí chloridu vápenatého hliníkem. 3 CaCl2 + 2Al → 3 Ca + 2 AlCl3 Celosvětová roční produkce vápníku činí 2500 t.

Bezkyslíkaté sloučeniny

Bezkyslíkaté sloučeniny CaCl2 Tvoří krystalický hexahydrát, který se na vzduchu rozplývá a ve vodě je dobře rozpustný; přitom je absorbováno značné množství tepla. Při 200 °C se rozkládá na dihydrát. Odpad při výrobě sody Solvayovým způsobem. Příprava: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O Použití: s ledem jako chladicí směs; je hygroskopický => sušení plynů a kapalin (jako bezvodý); lékařství.

Bezkyslíkaté sloučeniny CaF2 Ve vodě nerozpustný; přirozený CaF2, fluorit (viz výskyt Ca), je zpravidla rozmanitě zbarven stopami kovových oxidů. Příprava: CaCl2 +2 NaF → CaF2 + 2 NaCl Použití: výchozí surovina ve výrobě sloučenin fluoru; tavidlo v metalurgii; sklářství; šperkařství.

Bezkyslíkaté sloučeniny CaBr2 Podobný chloridu; uplatnění ve fotografickém průmyslu, lékařství. CaS Pouze částečně rozpustný ve vodě. Příprava: CaSO4 + 4 C → CaS + 4 CO Použití: výroba fosforeskujících barev, depilační prostředek.

Bezkyslíkaté sloučeniny CaC2 Bílá krystalická látka. Vodou se rozkládá a vzniká acetylén (říká se mu acetylid vápenatý). Výroba: pálené vápno a koks v el. Peci za teploty 2 000 °C CaO + 3 C → CaC2 + CO Zahřeje-li se na 1 000 °C v proudu vzduchu nebo dusíku, přechází v kyanamid vápenatý CaCN2 (důležité dusíkaté hnojivo): CaC2 + N2 → CaCN2 + C

Bezkyslíkaté sloučeniny CaH2 Tato našedlá hmota se vyrábí vedením proudu vodíku přes žhavý vápník. Vodou se snadno hydrolyzuje a uvolňuje vodík. CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + 2 H2 Použití: pro technické a vojenské účely jako tzv. hydrolit; sušidlo.

Kyslíkaté sloučeniny

Kyslíkaté sloučeniny CaO Beztvará bílá látka, s vodou reaguje za značného vývoje tepla. Technicky je označovaná jako pálené vápno, reakce s vodou se označuje jako hašení vápna. Výroba: CaCO3 → CaO + CO2 (900 °C) Použití: stavebnictví. http://www.youtube.com/watch?v=yHS5VmF9QS0;t=15s Reakce CaO s vodou.

Kyslíkaté sloučeniny Ca(OH)2 Hašené vápno; částečně rozpustný ve vodě (rozpustnost klesá se stoupající teplotou) a jeho roztok se nazývá vápenná voda. Silná zásada. Vznik reakcí: CaO + H2O → Ca(OH)2 Použití: vápenná malta (směs vápenné kaše, písku a vody), působením CO2 se mění na CaCO3 – malta tvrdne: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O Pálení hlinitých vápenců => cementy (portlandský, románský, struskový, et cetera). Betony (směs cementu, písku a drobného štěrku).

Kyslíkaté sloučeniny Ca(NO3)2 Vyskytuje se tam, kde hnijí dusíkaté lítky v přítomnosti vápna. Norský ledek. CaCO3 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 +H2O Výborné hnojivo, hygroskopická látka. Ca3(PO4)2 se mění na Ca(H2PO4)2 => rozpouští se, dobré hnojivo.

Kyslíkaté sloučeniny Ca(HCO3)2 Přechodná tvrdost vody. CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O 1. reakce probíhá prosakováním vody vápencem. 2. reakce probíhá v jeskyních při vzniku krápníků.

Kyslíkaté sloučeniny CaSO4 · 2 H2O Sádrovec, pálením při 150 °C ztrácí krystalovou vodu => hemihydrát (sádra). CaSO4 je částečně rozpustný na sádrovou vodu, způsobuje permanentní tvrdost vody. Použití: odlévání soch, ozdob, sádrové obvazy, výroba umělého mramoru, žíhání nad 900 °C => tvrdé sádrové podlahy.

Poznámky, zajímavosti

Poznámky, zajímavosti Nerost zvaný křída (např. bílé Doverské útesy) je CaCO3, křída u školní tabule je sádra. DDD Ca je 1 200 mg; zvýšená lámavost kostí v důsledku nedostatku Ca: osteoporóza. Spolu s Mg způsobuje tvrdost vody. Ca v těle: Ca se soustavně pohybuje dovnitř buněk a ven, vyvolává akci nervů a svalů tak důležitým způsobem, že tělo raději rozpouští kosti, než aby dovolilo snížení hladiny Ca v krvi. (Teorie – kosti měly původně fci skladování Ca a ne stavební?)

Zdroje

Zdroje Anorganická chemie pro pedagogické fakulty (RNDr. Vladimír Pavelka, RNDr. Alexandr Schütz) Chemie obecná a anorganická (Ing. Vratislav Šrámek) Abeceda chemických prvkov (Prof. RNDr. Rudolf Jirkovský, RNDr. Jan Tržil, CSc., RNDr. Gabriela Mažáriová) Prvky (Theodore Gray) wikipedia.cz; google.cz