Kaltzio

Kaltzioa elementu kimiko bat da, Ca ikurra eta 20 zenbaki atomikoa dituena. Haren masa atomikoa 40.078[1] da. Kaltzioa metal lurralkalino gris biguna da, beraz, metal erreaktiboa da eta airearekin kontaktuan jartzean oxidoak eratzen ditu:

Kaltzioa
20 Potasioa ← Kaltzioa → Eskandioa
   
 
20		 Ca
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Ezaugarri orokorrak
Izena, ikurra, zenbakiaKaltzioa, Ca, 20
Serie kimikoametal lurralkalinoak
Taldea, periodoa, orbitala2, 4, s
Masa atomikoa40.078(4) g·mol−1 g/mol
Konfigurazio elektronikoaAr 4s2
Elektroiak orbitaleko2, 8, 8, 2
Propietate fisikoak
Egoerasolido
Dentsitatea(0 °C, 101,325 kPa) 1,55 g·cm−3 g/L
Urtze-puntua1.115 K
(842 °C, 1.548 °F)
Irakite-puntua1.757 K
(1.484 °C, 2.703 °F)
Urtze-entalpia8,54 kJ·mol−1
Irakite-entalpia154,7 kJ·mol−1
Bero espezifikoa(25 °C) 25,929 J·mol−1·K−1
Lurrun-presioa
P/Pa1101001 k10 k100 k
T/K8649561.0711.2271.4431.755
Propietate atomikoak
Kristal-egiturakubikoa, aurpegietan zentratua
Oxidazio-zenbakia(k)2, 1 (oxido basiko gogorra)
Elektronegatibotasuna1,00 (Paulingen eskala)
Ionizazio-potentziala1.a: 589,8 kJ/mol
2.a: 1.145,4 kJ/mol
3.a: 4.912,4 kJ/mol
Erradio atomikoa (batezbestekoa)180 pm
Erradio atomikoa (kalkulatua)194 pm
Erradio kobalentea174 pm
Van der Waalsen erradioa140 pm
Isotopo egonkorrenak
Kaltzioaren isotopoak 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca eta 48Ca
iso UN Sd-P D DE (MeV) DP

Erreakzioa: 2 Ca(s) + O2(g)  → 2 CaO (s)

Bere propietate fisiko eta kimikoak bere homologo astunen antza dute, estrontzioarenak eta barioarenak alegia.

Kaltzio purua isolatua izan zen 1808an, Humphry Davy-ren eskutik elektrolisiaren bidez bere oxidotik abiatuta, eta horrela, elementuari izena eman zitzaion. Alde batetik,  kaltzio konposatuak oso erabiliak dira industria mailan: kaltzioaren suplementuak eratzeko janari eta farmakoetan, paper industrietan lixiba gisa, zementu eta isolatzaile elektrikoen osagai bezala edota xaboien fabrikazioan. Bestalde, metal hau egoera puruan ez da kasu askotan aplikatzen bere erreaktibitate handia dela eta. Baina kantitate txikietan sarritan erabiltzen da burdingintzan aleazioak egiteko, eta batzuetan kaltzio-gidatzaile aleazio gisa automotore baterietan.

Lurreko lurrazalaren bosgarren elementurik arruntena da. Ezinbestekoa da izaki bizidunentzako, batez ere zelularen fisiologian, eta katioi metaliko arruntena da animalia askotan.

Ezaugarri nagusiak

Kaltzioa zilar kolorea duen metal harikorra da (batzuetan hori zurbila deskribatua), non elektrolisi bidez erauzten den kaltzio kloruroa bezalako gatzetatik. Kaltzio atomo batek hogei elektroi ditu, bere konfigurazio elektronikoa [Ar]4s2 izanik. Kaltzioak bi balentzia elektroi ditu bere azkenengo s orbitalean eta hauek erraz gal daitezke erreakzio kimikoetan gas noble (Argona) baten konfigurazio elektronikoa lortuz. Honexegatik, kaltzioa beti Ca2+ eran dago eratzen dituen konposatu guztietan, normalean ionikoak direnak.

Kimikoki, kaltzioa erreaktiboa da, isolatua izan ondoren, berehala osatzen du oxido eta nitruro estalki gris-zuria airearekin kontaktuan dagoenean. Suak ez du erraz hartzen, bere ahaide hurbila den magnesioarekin gertatzen den bezala, baina irazekitzen denean airean erretzen da, intentsitate handiko argi gorri distiratsua sortuz.

Bigun samarra da metala izateko (beruna baino gogorragoa den arren: ez da batere zail labana batekin mozten). Kaltzio metalaren urtze-puntua: 842 °C-koa da eta irakite-puntua: 1494 °C-koa. Honen kristalizazioa aurpegian zentratutako egitura kubikoa (fcc) izango da; 450 °C inguruan aldaketa bat jasango du, paketatze kubiko trinko anisotropikoa hartuko du alegia. Kaltzioaren dentsitatea 1.55 g/cm3 [2] da. Kobrea eta aluminioa baino eroale elektriko txarragoa izango da bolumenagatik.

Kaltzioaren kimika

Kaltzioaren ezaugarri kimikoak lurralkalinoenak dira. Adibidez, kaltzioak modu espontaneo batean erreakzionatzen du urarekin, motelki, base gogorra den kaltzio hidroxidoa eta hidrogeno gasa eratuz:

[Ca(H2O)6]2+ konposatu polimerikoaren egitura

2 Ca(s) + 2 H2O(l) → 2 Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Hidrogenoa kantitate neurgarrian ekoizten du, baina ez bero askorik ekoizteko moduan. Kaltzioaren eta uraren arteko erreakzioaren moteltasunaren arrazoietako bat metala babesten duen kaltzio hidroxido zuri disolbaezina da.

Azidoen ur-disoluzioetan, kaltzio-gatza disolbagarria izanik, erreakzioa bortitzagoa da. Kaltzio-gatzak koloregabeak dira, bai eta kaltzioaren disoluzio ionikoak (Ca2+) ere. Kaltzio-gatz asko ez dira uretan disolbagarriak. Disoluzioan dagoenean, kaltzio-ioiaren zaporea gazi samarra dela esan ohi da, baina beste batzuetan garratza, "mineral zaporekoa" edo "lasaigarria" dela ere esan izan da.

Oxigeno kantitate handiko presiopean, kaltzioak, oxido sinpleak (CaO) eta peroxidoak (CaO2) eratzen ditu, baina batzuetan ere horiak diren superoxidoak era daitezke (Ca(O2)2) [3]. Ca2+ ioiaren tamaina dela eta, altuak diren koordinazio zenbakiak aurki daitezke, 24 baino altuagoak konposatu intermetalikoetan (CaZn13 adibidez). Kaltzioak oso erraz eratzen ditu konplexuak oxigeno kelatoekin, EDTA edo polifosfatoekin adibidez. Honelakoak kimika analitikan oso erabilgarriak dira, kaltzio ioiak ur gogorretik erauzteko. Eragozpen esterikoen gabeziak, katioiek konplexu sendoak eratzeko joera dute baina makroziklo adarkatuek parte hartzen badute joera alderantzizkoa izango da.

Konposatu organokaltzikoak ez dira oso erabiliak haien fabrikazioa zaila baita eta gainera, erreaktiboak dira.

Isotopoak

Elementu guztien artean, protoi eta elektroi kopuru bera duen eta egonkorra den isotoporik astunena da. Kaltzioak naturalki sei isotopo dituen lehenengo elementua da [4], izan ere, bost isotopo egonkorren nahastura da (40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, eta 46Ca) eta 48Ca, 4.3 × 1019 urteko erdibizitza-denbora duen isotopoa, beraz oso egonkorra kontsidera daiteke.

Baina esan beharra dago kaltzioaren isotoporik ohikoena 40Ca dela, kaltzio naturalaren %96.941-a hartzen baitu. Hau silizioko edota oxigenozko erreketan sortzen da gehien bat alfa partikulek eta elementuaren nukleido astun eta egonkorrenaren fusioaren bidez, non protoi eta neutroien kopuruak berdinak diren. Beste alfa partikula bat gehitzean 44Ti ezegonkorra emango luke, oso arin deskonposatuko dena (bi elektroi harrapatzean) 44Ca egonkorra emateko. Azken hau ziklo naturalaren %2.806-ari dagokio, non kaltzioaren bigarren isotoporik ohikoena den. Supernoben eztandetan, karbonoak eta alfa partikulek (helio-nukleoek) erreakzionatu egiten dute eta kaltzioaren isotoporik arruntena (10 helio-nukleo duena) sintetizatzen da. Gainontzeko lau isotopo naturalak,  42Ca, 43Ca, 46Ca, eta 48Ca, oso arraroak dira, bakoitzaren konposizioa %1-a baino txikiagoa da naturan. Esperimentalki behatutako erdibizitza 40Ca eta 46Ca isotopoetarako 5.9 × 1021 urte eta 2.8×1015 urte dira hurrenez-hurren. Egonkorra den 48Ca isotopoa kenduta, 41Ca isotopo erradioaktiborik luzeenetarikoa da iraupenari dagokionez.

Badaude kaltzioaren beste isotopo erradioaktibo asko, 34Ca-tik 57Ca-ra baina hauek erdi bizitza txikiagoak dituzte 41Ca baino, hauetatik egonkorrenetarikoak 45Ca (163 eguneko erdibizitza) eta 47Ca (4,54 eguneko erdibizitza) izango lirateke.

42Ca isotopoak baino arinagoak direnak β+ desintegrazioa pairatze dute potasioaren isotopoetarantz. Eta 44Ca isotopoak baino astunagoak direnak, β- desintegrazioa pairatzen dute eskandioaren isotopoetarantz[5].

Kaltzioaren biokimika

Kaltzioa, ugaritasun handiko metala da baita giza gorputzean ere izan ere, gorputzeko bostgarren elementu ugariena da. Elektrolito bezala, kaltzio ioiak biokimikan eta psikologian, organismo eta zelulen prozesuetan berebiziko garrantzia dute: seinale transmisio bideetan non bigarren garraiatzaile moduan jarduten duten, muskuluen uzkurduran hainbat zelula motetan, zenbait entzimen kofaktore moduan, ugalkortasunean, funtzio zabala zelularteko mezulari ioniko gisa, egiturazko elementu gisa hezurretan[6], odolaren zelulen sintesian eta funtzionamenduan laguntzea… Kaltzio ioiak zelula kanpoan ere oso garrantzitsuak dira, zelula mintzetako potentzial diferentzia mantentzen baitu.

Giza gorputza lehortu ondoren (esaterako, errausketa baten ondoren) geratzen diren osagai solidoetatik, masa osoaren herena gutxi gora-behera kaltzioa da (kilogramo bat inguru); gainerakoa fosforoa eta oxigenoa da gehien bat. Kaltzioa janarian, farmazeutikoetan eta medikuntzan ere erabiltzen da.

Historia

Kaltzio konposatuak antzinatik oso ezagunak dira, baina bere konposizioa ez zen XVII. mendera arte ulertu[3].

Ain Ghazal estatua

Kaltzioaren konposatuak, eraikuntzan erabiltzen ziren[7] K.a 7000 urteean. Kareharriak erretzeko aurkitutako lehengo labeak K.a. 2500 urtean aurkitu zen Khafajah-an, Mesopotamian. Virtuviok nabaritu zuen lortutako karea, naturalarekin konparatuz egitura ezberdina zuela. 1755an, Joseph Blackek esan zuen egitura hori karbono dioxidoaren galeraren eragina zela, hori gasa izanik.

1787-an Antonie Lavosier karea oinarrizko elementu kimiko baten oxido bat zelakoan zegoen. Bere elementuen taulan Lavosierrek bost mineral zerrendatu zituen, mineral hauek azidoekin erreakzionatzean gatzak eratu ahal zituzten: chaux (kaltzio oxidoa), magnésie (magnesia, magnesio oxidoa), baryte (bario sulfatoa), alumine (alumina, aluminio oxidoa), eta silice (silize, silizio dioxidoa).  

Humphry Davy-ek  kaltzio, magnesio, estrontzio eta barioarekin batera isolatu zituen lehengo aldiz 1808an. Jöns Jakob Berzelius eta Magnus Martin af Pontin-en lana jarraituz, Davy-ek elektrolisia erabiliz kaltzio eta magnesioa islatu zituen.[8]

Ugaritasuna eta produkzioa

%3-ko ugaritasunarekin kaltzioa Lurreko lurrazalaren bostgarren elementurik arruntena da, eta hirugarren metal arruntena aluminio eta burdinaren atzetik. Baita Ilargiko laugarren elementurik arruntena da ere.

Kaltzio karbonato sedimentarioa lurrazalean dago iraganeko itsas bizitzan sortu ziren fosiletan; fosilak bi modutan ager daitezke, kristal-sistema hexagonala, arruntena, eta kristal-sistema ortorronbikoa. Lehengo motatako mineraletan hurrengoak sartzen dira: kareharria, dolomita, haitzurdin, klera eta Islandiako espatoa; aragonito Bahama, Florida Keys eta Itsas Gorrian aurkitzen da. Koralak, maskorrak eta perlak gehien bat kaltzio karbonatoz daude osatuta. Beste kaltzio mineral garrantzitsuen artean (CaSO4·2H2O), Anhidrita (CaSO4), Fluorita (CaF2), eta Apatitoa ([Ca5(PO4)3F]) daude.

Kaltzioaren ekoizle handienak Txina (10000 eta 12000 tona artean urtero), Errusia (6000 eta 8000 tona artean urtero), eta Ameriketako Estatu Batuarrak (2000 eta 4000 tona artean urtero) dira.

Erabilerak

Kaltzio gehien bat altzairuaren lorpenean erabiltzen da, oxigeno eta sufrearekin duen afinitate kimikoagatik. Bere oxidoek eta sulfuroek karezko aluminio likidoa eta sulfuroa altzairuan dauden inklusioak sortzen dituzte. Inklusio hauek altzairutik sakabanatzen dira esfera txikiak bihurtuz, horrela urtzeko gaitasuna eta ezaugarri mekanikoak hobetzen dira. Kaltzio automobiletako baterietan ere erabiltzen da.

Kaltzio metala isurbide garbitzaileetan aurkitzen da; kaltzio hidroxidoa gantzak saponifikatzen eta proteinak erasotzen ditu (ilean aurkitzen direnak adibidez). Agente erreduzitzaile bezala erabiltzen da, kromoa, zirkonioa, uranioa eta torioa ekoizteko. Honetaz aparte, hidrogeno gordailu bezala erabil daiteke, izan ere, hidrogenoa kaltzioarekin erreakzionatzen du kaltzio hidruro solidoa emanez, eta honetatik, hidrogenoa ateratzea berriro oso erraza da.

Erreferentziak
  1. Meija, Juris; Coplen, Tyler B.; Berglund, Michael; Brand, Willi A.; De Bièvre, Paul; Gröning, Manfred; Holden, Norman E.; Irrgeher, Johanna et al.. (2016-01-01). «Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)» Pure and Applied Chemistry 88 (3)  doi:10.1515/pac-2015-0305. ISSN 1365-3075. (Noiz kontsultatua: 2019-04-02).
  2. GREENWOOD, N.N.; EARNSHAW, A.. (1984). «Preface» Chemistry of the Elements (Elsevier): v–vi. ISBN 9780080307121. (Noiz kontsultatua: 2019-04-04).
  3. GREENWOOD, N.N.; EARNSHAW, A.. (1984). «Preface» Chemistry of the Elements (Elsevier): v–vi. ISBN 9780080307121. (Noiz kontsultatua: 2019-04-02).
  4. CRC handbook of chemistry and physics. (86th ed., 2005-2006. argitaraldia) CRC Press 2005 ISBN 0849304865. PMC 61108810. (Noiz kontsultatua: 2019-04-04).
  5. (Ingelesez) Audi, G.; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A.H.. (2003-12). «The Nubase evaluation of nuclear and decay properties» Nuclear Physics A 729 (1): 3–128.  doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. (Noiz kontsultatua: 2019-04-04).
  6. Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth. (2006-04-15). Calcium and Calcium Alloys. Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA ISBN 3527306730. (Noiz kontsultatua: 2019-04-04).
  7. «United States Geological Survey Annual Report Fiscal Year 1976» Annual Report 1977  doi:10.3133/70039030. (Noiz kontsultatua: 2019-04-02).
  8. GREENWOOD, N.N.; EARNSHAW, A.. (1984). «Preface» Chemistry of the Elements (Elsevier): v–vi. ISBN 9780080307121. (Noiz kontsultatua: 2019-04-03).

Kanpo estekak
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.