Vápník – Ca Zhanna Tysyak, 4.B, 2012.

Prezentace na téma: "Vápník – Ca Zhanna Tysyak, 4.B, 2012."— Transkript prezentace:

1 Vápník – Ca Zhanna Tysyak, 4.B, 2012

2 Obecné informace

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

4 Elektronová konfigurace
[Ar] 4s2

5 Oxidační čísla 0, II

6 Výskyt

7 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…

8 fluorit apatit aragonit sádrovec mramor dolomit vápenec alabastr

9 Fyzikální vlastnosti

10 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) 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.

11 Příprava, výroba

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

13 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.

14 Bezkyslíkaté sloučeniny

15 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.

16 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.

17 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.

18 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 °C CaO + 3 C → CaC2 + CO Zahřeje-li se na °C v proudu vzduchu nebo dusíku, přechází v kyanamid vápenatý CaCN2 (důležité dusíkaté hnojivo): CaC2 + N2 → CaCN2 + C

19 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.

20 Kyslíkaté sloučeniny

21 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. Reakce CaO s vodou.

22 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).

23 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.

24 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.

25 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.

26 Poznámky, zajímavosti

27 Poznámky, zajímavosti Nerost zvaný křída (např. bílé Doverské útesy) je CaCO3, křída u školní tabule je sádra. DDD Ca je 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?)

28 Zdroje

29 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