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Calcium

Vorkommen

  • Fast überall auf der Erde
Kalkstein, Kreide,
Marmor
Calciumcarbonat CaCO3
Gips
Alabaster
Calciumsulfat CaSO 4 + 2 H2O
CaSO4
Knochen Calciumphosphat Ca3(PO4)2
Zähne Hydroxiapit Ca(PO4)3(Cl,OH)

Eigenschaften

  • Weiches, silberglänzendes Leichtmetall welches rasch Oxidiert.
  • Calcium ist sehr reaktionsfreudig. Mit Luftsauerstoff setzt es sich langsam zu Oxid, mit Wasser langsam unter Wasserstoffentwicklung zu Hydroxid um.
    2 Ca + O2 2 CaO
    Ca + 2 H2O Ca(OH)2 +H2

Physiologische und Therapeutische Bedeutung

Calcium gehört zu den normalen Elektrolyten des Blutplasmas.
Der Calciumbedarf liegt bei 1 g/Tag, er wird hauptsächlich durch Milch oder Milchprodukte gedeckt. Bei Steuerung des Calciumhaushaltes spielen das Vitamin D und die Nebenschilddrüsenhormone eine wichtige Rolle.

Nachweise von Calcium

  • Die Flamme des Calciums ist gelbrot
  • Calcium kann über verschiedene schwerlösliche salze nachgewiesen werden.
  • Calciumchlorid mit Ammoniumcarbonat reagiert zu Calciumcarbonat welches weiß ausfällt, wird Ammoniumchlorid hinzugegeben, so löst sich der Niederschlag nicht auf, anders als bei Magnesiumcarbonat, wo sich der Niederschlag auflöst.
    Ca2+ + CO32- CaCO3
  • Calciumchlorid mit Ammoniumoxalat reagiert zu Calciumoxalat welches weiß ausfällt, dieser ist in Essigsäure und Ammoniak unlöslich jedoch in Salzsäure löslich.
    Ca2+ + (NH4)2C2O4 CaC2O4 + 2 NH4+

Calciumverbindungen

Calciumoxid

Calcaria usta
gebrannter Kalk
CaO

Herstellung durch Glühen von Kalkstein (Kalkbrennen).
CaCO3 900 – 1000°C CaO + CO2

Calciumoxid kommt in Grauen bis weißen (je nach Reinheitsgrad) Stücken oder Pulver vor, es zieht Wasser und Kohlendioxid an.
Daraus folgt die Verwendung als Trockenmittel.

Gebrannter Kalk mit Wasser übergossen ergibt Calciumhydroxid (auch Kalklöschen genannt) dies geschieht unter Starker Wärmeentwicklung. (exotherme Reaktion)
CaO + H2O Ca(OH)2    ΔH = -62,7 kJ
Calciumhydroxid ist eine sehr Starke Base, in Wasser aber nur mäßig löslich etwa 1,7 g/l. Eine breiige Aufschwemmung heißt Kalkmilch eine klare Lösung Kalkwasser.

Calciumchlorid

Calcium chloratum siccatum
CaCl2

Es kristallisiert aus wässriger Lösung als CaCl2 · 6 H2O (Calciumchlorid – Hexahydrat Europäisches Arzneibuch oder lateinisch Calcii chloridum hexahydricum).
Wird CaCl2 · 6 H2O in Wasser aufgelöst so wird viel Wärme benötigt (endotherme Reaktion), daher kommt die Verwendung mit Eiswasser vermischt als Kältemischung, die bis –50 °C abkühlen kann.
Durch erhitzen, wird das Kristallwasser entfernt und es entsteht entwässertes Calciumchlorid welches durch sein starkes Wasseranziehen als Trockenmittel verwendet wird.
Für Kältemischungen ist die wasserfreie Form nicht geeignet, weil bei der Hydration (Umschließen der Ionen beim Lösevorgang) des Calcium-Ions Wärme frei wird.
Ca2+ + 6 H2O [Ca(H2O)6 ]2+    ΔH = -83,6 kJ (exotherm)

Calciumsulfat

Gips
CaSO4

Kommt in der Natur als Calcium dihydrat (Calcii sulfas dihydricus) vor CaSO4 · 2 H2O, entsteht auch wenn in wässriger Lösung Calcium-Ionen und Sulfat-Ionen zusammengeworfen werden.
Ca2+ + SO42- + 2 H2O CaSO4 · 2 H2O

Aus diesem Calcium dihydrat wird gebrannter Gips hergestellt indem 1½ H2O entzogen werden beim erhitzen auf 100 – 120°C, es bleibt zurück CaSO4 · ½ H2O. Wird dieses Pulver mit Wasser vermischt, so entsteht ein Brei, unter Wärmeentwicklung entsteht wieder Calciumsulfat dihydrat dabei erhärtet der Brei.
Beim Brennen mit höheren Temperaturen entsteht ein langsamer abbindender Gips (Estrichgips), bei weiteren Erhitzen entsteht totgebrannter Gips, der sich nicht mehr mit Wasser verbindet und dadurch nicht mehr abbindet.

Brennen
100-120°C>500°C
CaSO4 · 2 H2O CaSO4 · ½ H2O CaSO4
Abbinden

Verwendet wird Calciumsulfat, welches in Wasser löslich ist, als Reagenz auf Strontium-Ionen und Barium-Ionen, die als schwerer lösliche Sulfate damit ausgefällt werden können.

Calciumcarbonat

Calcii carbonas
Kalkstein, Marmor, Kreide
CaCO3

Es ist in Wasser schwer löslich, aber es löst sich etwas in Kohlendioxidhaltigem Wasser als Calciumhydrogencarbonat.
CaCO3 + H2CO3 Ca(HCO3)2
Diese Reaktion verläuft bei höheren Temperaturen (ab 70°C) rückwärts, aus Calciumhydrogencarbonat entsteht Kohlendioxid und Wasser, Calciumcarbonat fällt aus.

Härte des Wassers

Die Härte des Wassers bildet sich aus Calciumhydrogencarbonat und andern gelösten Salzen des Calciums Magnesiums und teilweise des Eisens und des Mangans.
Man unterscheidet in:
  • Die Carbonathärte (temporäre Härte) ist im wesentlichen durch Calciumhydrogencarbonat bedingt. Beim Erhitzen fällt Calciumcarbonat aus (s.o.) und stört als Kesselstein in Dampfkesseln, Heißwasserbereitern und Destillierapparaten.
  • Bleibende oder permanente Härte wird vornehmlich durch Calciumsulfat verursacht, das sich durch Kochen nicht entfernen lässt.
  • Temporäre und permanente Härte ergeben zusammen die Gesamthärte. Diese wird komplexometrisch mit 0,1 M - Natriumedetat-Lösung oder mit Teststäbchen bestimmt. Sie wird nicht mehr in deutschen Härtegraden (dH) angegeben, sondern in Millimol pro Liter (mmol/l). Weiches Wasser enthält weniger als 1,3 mmol/l, sehr hartes Wasser mehr als 3,8 mmol/l an Ca- und Mg-Ionen.
  • Die Gesamthärte ist die Summe der Ca- und Mg-Ionen, die im Wasser gelöst sind. Sie stören vor allem beim Waschen mit Seife, weil sie einen Teil der Seife unwirksam machen. Moderne Waschmittel enthalten waschaktive Substanzen (Tenside), die keine schwerlöslichen Salze mit Erdalkali-Ionen bilden, oder Komplexbilder, die diese Ionen einfangen.
Zur Enthärtung des Wassers kommen in Frage:
  1. Destillation des Wassers,
  2. Ausfällung der Härtebildenden Ionen mit Soda oder Natriumphosphat:
    z.B.:
    CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2 NaCl
    3 MgSO4 + 2 Na3PO4 Mg3 (PO4)2 + 3 Na2SO4
  3. Entsalzung des Wassers mit Ionenaustauschern
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