Как пишется формула оксида кальция

From Wikipedia, the free encyclopedia

Calcium oxide

Ionic crystal structure of calcium oxide   Ca2+   O2-
Powder sample of white calcium oxide
Names
IUPAC name Calcium oxide
Other names Lime Quicklime Burnt lime Unslaked lime Pebble lime Calcia Oxide of calcium
Identifiers
CAS Number	1305-78-8
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:31344
ChEMBL	ChEMBL2104397
ChemSpider	14095
ECHA InfoCard	100.013.763
EC Number	215-138-9
E number	E529 (acidity regulators, …)
Gmelin Reference	485425
KEGG	C13140
PubChem CID	14778
RTECS number	EW3100000
UNII	C7X2M0VVNH
UN number	1910
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5029631
InChI InChI=1S/Ca.O Key: ODINCKMPIJJUCX-UHFFFAOYSA-N InChI=1/Ca.O/rCaO/c1-2 Key: ODINCKMPIJJUCX-BFMVISLHAU
SMILES O=[Ca]
Properties
Chemical formula	CaO
Molar mass	56.0774 g/mol
Appearance	White to pale yellow/brown powder
Odor	Odorless
Density	3.34 g/cm3[1]
Melting point	2,613 °C (4,735 °F; 2,886 K)[1]
Boiling point	2,850 °C (5,160 °F; 3,120 K) (100 hPa)[2]
Solubility in water	Reacts to form calcium hydroxide
Solubility in Methanol	Insoluble (also in diethyl ether, octanol)
Acidity (pKa)	12.8
Magnetic susceptibility (χ)	−15.0×10−6 cm3/mol
Structure
Crystal structure	Cubic, cF8
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	40 J·mol−1·K−1[3]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−635 kJ·mol−1[3]
Pharmacology
ATCvet code	QP53AX18 (WHO)
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H302, H314, H315, H335
Precautionary statements	P260, P261, P264, P270, P271, P280, P301+P312, P301+P330+P331, P302+P352, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P312, P321, P330, P332+P313, P362, P363, P403+P233, P405, P501
NFPA 704 (fire diamond)	3 0 2 W
Flash point	Non-flammable[4]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 5 mg/m3[4]
REL (Recommended)	TWA 2 mg/m3[4]
IDLH (Immediate danger)	25 mg/m3[4]
Safety data sheet (SDS)	Hazard.com
Related compounds
Other anions	Calcium sulfide Calcium hydroxide Calcium selenide Calcium telluride
Other cations	Beryllium oxide Magnesium oxide Strontium oxide Barium oxide Radium oxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa). Infobox references

Calcium oxide (CaO), commonly known as quicklime or burnt lime, is a widely used chemical compound. It is a white, caustic, alkaline, crystalline solid at room temperature. The broadly used term «lime» connotes calcium-containing inorganic materials, in which carbonates, oxides and hydroxides of calcium, silicon, magnesium, aluminium, and iron predominate. By contrast, quicklime specifically applies to the single chemical compound calcium oxide. Calcium oxide that survives processing without reacting in building products such as cement is called free lime.^[5]

Quicklime is relatively inexpensive. Both it and the chemical derivative calcium hydroxide (of which quicklime is the base anhydride) are important commodity chemicals.

Preparation[edit]

Calcium oxide is usually made by the thermal decomposition of materials, such as limestone or seashells, that contain calcium carbonate (CaCO₃; mineral calcite) in a lime kiln. This is accomplished by heating the material to above 825 °C (1,517 °F),^[6][7] a process called calcination or lime-burning, to liberate a molecule of carbon dioxide (CO₂), leaving quicklime behind. This is also one of the few chemical reactions known in prehistoric times.^[8]

CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)

The quicklime is not stable and, when cooled, will spontaneously react with CO₂ from the air until, after enough time, it will be completely converted back to calcium carbonate unless slaked with water to set as lime plaster or lime mortar.

Annual worldwide production of quicklime is around 283 million tonnes. China is by far the world’s largest producer, with a total of around 170 million tonnes per year. The United States is the next largest, with around 20 million tonnes per year.^[9]

Approximately 1.8 t of limestone is required per 1.0 t of quicklime. Quicklime has a high affinity for water and is a more efficient desiccant than silica gel. The reaction of quicklime with water is associated with an increase in volume by a factor of at least 2.5.^[10]

Uses[edit]

• The major use of quicklime is in the basic oxygen steelmaking (BOS) process. Its usage varies from about 30 to 50 kilograms (65–110 lb) per ton of steel. The quicklime neutralizes the acidic oxides, SiO₂, Al₂O₃, and Fe₂O₃, to produce a basic molten slag.^[10]
• Ground quicklime is used in the production of aerated concrete blocks, with densities of ca. 0.6–1.0 g/cm³ (9.8–16.4 g/cu in).^[10]
• Quicklime and hydrated lime can considerably increase the load carrying capacity of clay-containing soils. They do this by reacting with finely divided silica and alumina to produce calcium silicates and aluminates, which possess cementing properties.^[10]
• Small quantities of quicklime are used in other processes; e.g., the production of glass, calcium aluminate cement, and organic chemicals.^[10]
• Heat: Quicklime releases thermal energy by the formation of the hydrate, calcium hydroxide, by the following equation:^[11]

CaO (s) + H₂O (l) ⇌ Ca(OH)₂ (aq) (ΔH_r = −63.7 kJ/mol of CaO)

As it hydrates, an exothermic reaction results and the solid puffs up. The hydrate can be reconverted to quicklime by removing the water by heating it to redness to reverse the hydration reaction. One litre of water combines with approximately 3.1 kilograms (6.8 lb) of quicklime to give calcium hydroxide plus 3.54 MJ of energy. This process can be used to provide a convenient portable source of heat, as for on-the-spot food warming in a self-heating can, cooking, and heating water without open flames. Several companies sell cooking kits using this heating method.^[12]

• It is known as a food additive to the FAO as an acidity regulator, a flour treatment agent and as a leavener.^[13] It has E number E529.
• Light: When quicklime is heated to 2,400 °C (4,350 °F), it emits an intense glow. This form of illumination is known as a limelight, and was used broadly in theatrical productions before the invention of electric lighting.^[14]
• Cement: Calcium oxide is a key ingredient for the process of making cement.
• As a cheap and widely available alkali. About 50% of the total quicklime production is converted to calcium hydroxide before use. Both quick- and hydrated lime are used in the treatment of drinking water.^[10]
• Petroleum industry: Water detection pastes contain a mix of calcium oxide and phenolphthalein. Should this paste come into contact with water in a fuel storage tank, the CaO reacts with the water to form calcium hydroxide. Calcium hydroxide has a high enough pH to turn the phenolphthalein a vivid purplish-pink color, thus indicating the presence of water.
• Paper: Calcium oxide is used to regenerate sodium hydroxide from sodium carbonate in the chemical recovery at Kraft pulp mills.
• Plaster: There is archeological evidence that Pre-Pottery Neolithic B humans used limestone-based plaster for flooring and other uses.^[15][16][17] Such Lime-ash floor remained in use until the late nineteenth century.
• Chemical or power production: Solid sprays or slurries of calcium oxide can be used to remove sulfur dioxide from exhaust streams in a process called flue-gas desulfurization.
• Mining: Compressed lime cartridges exploit the exothermic properties of quicklime to break rock. A shot hole is drilled into the rock in the usual way and a sealed cartridge of quicklime is placed within and tamped. A quantity of water is then injected into the cartridge and the resulting release of steam, together with the greater volume of the residual hydrated solid, breaks the rock apart. The method does not work if the rock is particularly hard.^[18][19][20]
• Disposal of corpses: Historically, it was mistakenly believed that quicklime was efficacious in accelerating the decomposition of corpses. The application of quicklime can, in fact, promote preservation. Quicklime can aid in eradicating the stench of decomposition, which may have led people to the erroneous conclusion.^[21]
• It has been determined that the durability of ancient Roman concrete is attributed in part to the use of quicklime as an ingredient. Combined with hot mixing, the quicklime creates macrosized lime clasts with a characteristically brittle nano-particle architecture. As cracks form in the concrete they preferentially pass through the structurally weaker lime clasts, fracturing them. When water enters these cracks it creates a calcium-saturated solution which can recrystallize as calcium carbonate, quickly filling the crack. ^[22]

Weapon[edit]

In 80 BC, the Roman general Sertorius deployed choking clouds of caustic lime powder to defeat the Characitani of Hispania, who had taken refuge in inaccessible caves.^[23] A similar dust was used in China to quell an armed peasant revolt in 178 AD, when lime chariots equipped with bellows blew limestone powder into the crowds.^[24]

Quicklime is also thought to have been a component of Greek fire. Upon contact with water, quicklime would increase its temperature above 150 °C (302 °F) and ignite the fuel.^[25]

David Hume, in his History of England, recounts that early in the reign of Henry III, the English Navy destroyed an invading French fleet by blinding the enemy fleet with quicklime.^[26] Quicklime may have been used in medieval naval warfare – up to the use of «lime-mortars» to throw it at the enemy ships.^[27]

Substitutes[edit]

Limestone is a substitute for lime in many applications, which include agriculture, fluxing, and sulfur removal. Limestone, which contains less reactive material, is slower to react and may have other disadvantages compared with lime, depending on the application; however, limestone is considerably less expensive than lime. Calcined gypsum is an alternative material in industrial plasters and mortars. Cement, cement kiln dust, fly ash, and lime kiln dust are potential substitutes for some construction uses of lime. Magnesium hydroxide is a substitute for lime in pH control, and magnesium oxide is a substitute for dolomitic lime as a flux in steelmaking.^[28]

Safety[edit]

Because of vigorous reaction of quicklime with water, quicklime causes severe irritation when inhaled or placed in contact with moist skin or eyes. Inhalation may cause coughing, sneezing, and labored breathing. It may then evolve into burns with perforation of the nasal septum, abdominal pain, nausea and vomiting. Although quicklime is not considered a fire hazard, its reaction with water can release enough heat to ignite combustible materials.^[29]

Mineral[edit]

Calcium oxide is also a separate mineral species (with the unit formula CaO), named ‘Lime’.^[30][31] It has an isometric crystal system, and can form a solid solution series with monteponite. The crystal is brittle, pyrometamorphic, and is unstable in moist air, quickly turning into portlandite (Ca(OH)₂).^[32]

References[edit]

External links[edit]

• Lime Statistics & Information from the United States Geological Survey
• Factors Affecting the Quality of Quicklime
• American Scientist (discussion of ¹⁴C dating of mortar)
• Chemical of the Week – Lime
• Material Safety Data Sheet
• CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

From Wikipedia, the free encyclopedia

Calcium oxide

Ionic crystal structure of calcium oxide   Ca2+   O2-
Powder sample of white calcium oxide
Names
IUPAC name Calcium oxide
Other names Lime Quicklime Burnt lime Unslaked lime Pebble lime Calcia Oxide of calcium
Identifiers
CAS Number	1305-78-8
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:31344
ChEMBL	ChEMBL2104397
ChemSpider	14095
ECHA InfoCard	100.013.763
EC Number	215-138-9
E number	E529 (acidity regulators, …)
Gmelin Reference	485425
KEGG	C13140
PubChem CID	14778
RTECS number	EW3100000
UNII	C7X2M0VVNH
UN number	1910
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5029631
InChI InChI=1S/Ca.O Key: ODINCKMPIJJUCX-UHFFFAOYSA-N InChI=1/Ca.O/rCaO/c1-2 Key: ODINCKMPIJJUCX-BFMVISLHAU
SMILES O=[Ca]
Properties
Chemical formula	CaO
Molar mass	56.0774 g/mol
Appearance	White to pale yellow/brown powder
Odor	Odorless
Density	3.34 g/cm3[1]
Melting point	2,613 °C (4,735 °F; 2,886 K)[1]
Boiling point	2,850 °C (5,160 °F; 3,120 K) (100 hPa)[2]
Solubility in water	Reacts to form calcium hydroxide
Solubility in Methanol	Insoluble (also in diethyl ether, octanol)
Acidity (pKa)	12.8
Magnetic susceptibility (χ)	−15.0×10−6 cm3/mol
Structure
Crystal structure	Cubic, cF8
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	40 J·mol−1·K−1[3]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−635 kJ·mol−1[3]
Pharmacology
ATCvet code	QP53AX18 (WHO)
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H302, H314, H315, H335
Precautionary statements	P260, P261, P264, P270, P271, P280, P301+P312, P301+P330+P331, P302+P352, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P312, P321, P330, P332+P313, P362, P363, P403+P233, P405, P501
NFPA 704 (fire diamond)	3 0 2 W
Flash point	Non-flammable[4]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 5 mg/m3[4]
REL (Recommended)	TWA 2 mg/m3[4]
IDLH (Immediate danger)	25 mg/m3[4]
Safety data sheet (SDS)	Hazard.com
Related compounds
Other anions	Calcium sulfide Calcium hydroxide Calcium selenide Calcium telluride
Other cations	Beryllium oxide Magnesium oxide Strontium oxide Barium oxide Radium oxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa). Infobox references

Calcium oxide (CaO), commonly known as quicklime or burnt lime, is a widely used chemical compound. It is a white, caustic, alkaline, crystalline solid at room temperature. The broadly used term «lime» connotes calcium-containing inorganic materials, in which carbonates, oxides and hydroxides of calcium, silicon, magnesium, aluminium, and iron predominate. By contrast, quicklime specifically applies to the single chemical compound calcium oxide. Calcium oxide that survives processing without reacting in building products such as cement is called free lime.^[5]

Quicklime is relatively inexpensive. Both it and the chemical derivative calcium hydroxide (of which quicklime is the base anhydride) are important commodity chemicals.

Preparation[edit]

Calcium oxide is usually made by the thermal decomposition of materials, such as limestone or seashells, that contain calcium carbonate (CaCO₃; mineral calcite) in a lime kiln. This is accomplished by heating the material to above 825 °C (1,517 °F),^[6][7] a process called calcination or lime-burning, to liberate a molecule of carbon dioxide (CO₂), leaving quicklime behind. This is also one of the few chemical reactions known in prehistoric times.^[8]

CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)

The quicklime is not stable and, when cooled, will spontaneously react with CO₂ from the air until, after enough time, it will be completely converted back to calcium carbonate unless slaked with water to set as lime plaster or lime mortar.

Annual worldwide production of quicklime is around 283 million tonnes. China is by far the world’s largest producer, with a total of around 170 million tonnes per year. The United States is the next largest, with around 20 million tonnes per year.^[9]

Approximately 1.8 t of limestone is required per 1.0 t of quicklime. Quicklime has a high affinity for water and is a more efficient desiccant than silica gel. The reaction of quicklime with water is associated with an increase in volume by a factor of at least 2.5.^[10]

Uses[edit]

• The major use of quicklime is in the basic oxygen steelmaking (BOS) process. Its usage varies from about 30 to 50 kilograms (65–110 lb) per ton of steel. The quicklime neutralizes the acidic oxides, SiO₂, Al₂O₃, and Fe₂O₃, to produce a basic molten slag.^[10]
• Ground quicklime is used in the production of aerated concrete blocks, with densities of ca. 0.6–1.0 g/cm³ (9.8–16.4 g/cu in).^[10]
• Quicklime and hydrated lime can considerably increase the load carrying capacity of clay-containing soils. They do this by reacting with finely divided silica and alumina to produce calcium silicates and aluminates, which possess cementing properties.^[10]
• Small quantities of quicklime are used in other processes; e.g., the production of glass, calcium aluminate cement, and organic chemicals.^[10]
• Heat: Quicklime releases thermal energy by the formation of the hydrate, calcium hydroxide, by the following equation:^[11]

CaO (s) + H₂O (l) ⇌ Ca(OH)₂ (aq) (ΔH_r = −63.7 kJ/mol of CaO)

As it hydrates, an exothermic reaction results and the solid puffs up. The hydrate can be reconverted to quicklime by removing the water by heating it to redness to reverse the hydration reaction. One litre of water combines with approximately 3.1 kilograms (6.8 lb) of quicklime to give calcium hydroxide plus 3.54 MJ of energy. This process can be used to provide a convenient portable source of heat, as for on-the-spot food warming in a self-heating can, cooking, and heating water without open flames. Several companies sell cooking kits using this heating method.^[12]

• It is known as a food additive to the FAO as an acidity regulator, a flour treatment agent and as a leavener.^[13] It has E number E529.
• Light: When quicklime is heated to 2,400 °C (4,350 °F), it emits an intense glow. This form of illumination is known as a limelight, and was used broadly in theatrical productions before the invention of electric lighting.^[14]
• Cement: Calcium oxide is a key ingredient for the process of making cement.
• As a cheap and widely available alkali. About 50% of the total quicklime production is converted to calcium hydroxide before use. Both quick- and hydrated lime are used in the treatment of drinking water.^[10]
• Petroleum industry: Water detection pastes contain a mix of calcium oxide and phenolphthalein. Should this paste come into contact with water in a fuel storage tank, the CaO reacts with the water to form calcium hydroxide. Calcium hydroxide has a high enough pH to turn the phenolphthalein a vivid purplish-pink color, thus indicating the presence of water.
• Paper: Calcium oxide is used to regenerate sodium hydroxide from sodium carbonate in the chemical recovery at Kraft pulp mills.
• Plaster: There is archeological evidence that Pre-Pottery Neolithic B humans used limestone-based plaster for flooring and other uses.^[15][16][17] Such Lime-ash floor remained in use until the late nineteenth century.
• Chemical or power production: Solid sprays or slurries of calcium oxide can be used to remove sulfur dioxide from exhaust streams in a process called flue-gas desulfurization.
• Mining: Compressed lime cartridges exploit the exothermic properties of quicklime to break rock. A shot hole is drilled into the rock in the usual way and a sealed cartridge of quicklime is placed within and tamped. A quantity of water is then injected into the cartridge and the resulting release of steam, together with the greater volume of the residual hydrated solid, breaks the rock apart. The method does not work if the rock is particularly hard.^[18][19][20]
• Disposal of corpses: Historically, it was mistakenly believed that quicklime was efficacious in accelerating the decomposition of corpses. The application of quicklime can, in fact, promote preservation. Quicklime can aid in eradicating the stench of decomposition, which may have led people to the erroneous conclusion.^[21]
• It has been determined that the durability of ancient Roman concrete is attributed in part to the use of quicklime as an ingredient. Combined with hot mixing, the quicklime creates macrosized lime clasts with a characteristically brittle nano-particle architecture. As cracks form in the concrete they preferentially pass through the structurally weaker lime clasts, fracturing them. When water enters these cracks it creates a calcium-saturated solution which can recrystallize as calcium carbonate, quickly filling the crack. ^[22]

Weapon[edit]

In 80 BC, the Roman general Sertorius deployed choking clouds of caustic lime powder to defeat the Characitani of Hispania, who had taken refuge in inaccessible caves.^[23] A similar dust was used in China to quell an armed peasant revolt in 178 AD, when lime chariots equipped with bellows blew limestone powder into the crowds.^[24]

Quicklime is also thought to have been a component of Greek fire. Upon contact with water, quicklime would increase its temperature above 150 °C (302 °F) and ignite the fuel.^[25]

David Hume, in his History of England, recounts that early in the reign of Henry III, the English Navy destroyed an invading French fleet by blinding the enemy fleet with quicklime.^[26] Quicklime may have been used in medieval naval warfare – up to the use of «lime-mortars» to throw it at the enemy ships.^[27]

Substitutes[edit]

Limestone is a substitute for lime in many applications, which include agriculture, fluxing, and sulfur removal. Limestone, which contains less reactive material, is slower to react and may have other disadvantages compared with lime, depending on the application; however, limestone is considerably less expensive than lime. Calcined gypsum is an alternative material in industrial plasters and mortars. Cement, cement kiln dust, fly ash, and lime kiln dust are potential substitutes for some construction uses of lime. Magnesium hydroxide is a substitute for lime in pH control, and magnesium oxide is a substitute for dolomitic lime as a flux in steelmaking.^[28]

Safety[edit]

Because of vigorous reaction of quicklime with water, quicklime causes severe irritation when inhaled or placed in contact with moist skin or eyes. Inhalation may cause coughing, sneezing, and labored breathing. It may then evolve into burns with perforation of the nasal septum, abdominal pain, nausea and vomiting. Although quicklime is not considered a fire hazard, its reaction with water can release enough heat to ignite combustible materials.^[29]

Mineral[edit]

Calcium oxide is also a separate mineral species (with the unit formula CaO), named ‘Lime’.^[30][31] It has an isometric crystal system, and can form a solid solution series with monteponite. The crystal is brittle, pyrometamorphic, and is unstable in moist air, quickly turning into portlandite (Ca(OH)₂).^[32]

References[edit]

External links[edit]

• Lime Statistics & Information from the United States Geological Survey
• Factors Affecting the Quality of Quicklime
• American Scientist (discussion of ¹⁴C dating of mortar)
• Chemical of the Week – Lime
• Material Safety Data Sheet
• CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

Оксид кальция
Общие
Систематическое наименование	Оксид кальция
Химическая формула	CaO
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твердое
Молярная масса	56.077 г/моль
Плотность	3.37 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	2570 °C
Температура кипения	2850 °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	42.05 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	-635,09 кДж/моль

Окси́д ка́льция (окись кальция, негашёная и́звесть или «кипелка», «кираби́т») — белое кристаллическое вещество, формула CaO.

Негашёная известь и продукт её взаимодействия с водой — Ca(OH)₂ (гашёная известь или «пушонка») находят обширное использование в строительном деле.

Получение

В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция):

Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ:

или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот:

Физические свойства

Оксид кальция — белое кристаллическое вещество, кристаллизующееся в кубической гранецентрированной кристаллической решетке, по типу хлорида натрия.

Химические свойства

Оксид кальция относится к основным оксидам. Растворяется в воде с выделением энергии, образуя гидроксид кальция:

+ 63.7кДж/моль

Как основный оксид реагирует с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

Применение

Основные объёмы используются в строительстве при производстве Силикатного кирпича. Раньше известь, так же использовали в качестве известкового цемента — при смешивании с водой, оксид кальция переходит в гидроксид, который далее, поглощая из воздуха углекислый газ, сильно твердеет, превращаясь в карбонат кальция. Однако в настоящее время известковый цемент при строительстве жилых домов стараются не применять, так как полученные строения обладают способностью впитывать и накапливать сырость.

Категорически недопустимо использование известкового цемента при кладке печей — из-за термического разложения и выделения в воздух удушливого диоксида углерода.

Некоторое применение также находит в качестве доступного и недорогого огнеупорного материала — плавленный оксид кальция имеет некоторую устойчивость к воздействию воды, что позволяет его использовать в качестве огнеупора там, где применение более дорогих материалов нецелесообразно.

В небольших количествах оксид кальция также используется в лабораторной практике для осушения веществ, которые не реагируют с ним.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E-529.

В промышленности для удаления диоксида серы из дымовых газов, как правило используют 15% водяной раствор. В результате реакции гашеной извести и диоксида серы получается гипс СaСO3 и СаSO4. В эксперементальных установках добивались показателя в 98% отчиски дымовых газов от диоксида серы.

Так же используется в «самогреющей» посуде. Контейнер с небольшим количеством оксида кальция помещается между двух стенок стакана, а при прокалывании капсулы с водой начинается реакция с выделением тепла.

Источники и литература

• Монастырев А. Производство цемента, извести. Москва, 2007.
• Штарк Йохан, Вихт Бернд. Цемент и известь (Пер. с нем.). Киев, 2008.

Ссылки

• http://www.allbeton.ru/library/78.html
• http://community.livejournal.com/kaduy/38246.html

Соединения кальция

Алюминаты кальция (mCaO·nAl2O3) • Алюмогидрид кальция (Ca[AlH4]2)  • Амид кальция (Ca(NH2)2) • Арсенат кальция (Ca3(AsO4)2) • Ацетат кальция ((CH3COO)2Ca) • Бисульфид кальция (Ca(HS)2) • Борат кальция (Ca3(BO3)2) • Бромид кальция (CaBr2) • Вольфрамат кальция (CaWO4) • Гексаборид кальция (CaB6) • Гексафторсиликат кальция (CaSiF6) • Гидрид кальция (CaH2) • Гидроксид кальция (Ca(OH)2) • Гидроортофосфат кальция (CaHPO4) • Гипофосфит кальция (Ca(PH2O2)) • Гипохлорит кальция (Ca(ClO)2) • Глицерофосфат кальция (C3H7CaO6P) • Глюконат кальция (C12H22CaO14) • Дигидрокарбонат кальция (Ca(HCO3)2) • 2,5-дигидроксибензолсульфонат кальция (C12H10CaO10S2) • Дигидроортофосфат кальция (Ca(H2PO4)2) • Иодат кальция (Ca(IO3)2) • Иодид кальция (CaI2) • Карбид кальция (CaC2) • Карбонат кальция (CaCO3) • Моносилицид кальция (CaSi) • Нитрат кальция (Са(NО3)2) • Нитрид кальция (Ca3N2) • Оксалат кальция (СаС2О4) • Оксид кальция (CaO) • Ортофосфат кальция (Ca3(PO4)2) • Перманганат кальция (Ca(MnO4)2) • Пероксид кальция (CaO2) • Пирофосфат кальция (Ca2P2O7) • Силикат кальция (CaSiO3) • Силицид дикальция (Ca2Si) • Силицид кальция (CaSi2) • Сульфат кальция (CaSO4) • Сульфид кальция (CaS) • Сульфит кальция (CaSO3) • Тетрагидроалюминат кальция (Ca(AlH4)2) • Титанат кальция (CaTiO3) • Триметафосфат кальция (Ca3(P3O9)2) • Флюорит (CaF2) • Формиат кальция (Ca(HCOO)2) • Фосфид кальция (Ca3P2) • Фторид кальция (CaF2) • Хлорат кальция (Ca(ClO3)2) • Хлорид кальция (CaCl2) • Хлорная известь (Ca(Cl)OCl) • Хромат кальция (CaCrO4) • Цианамид кальция (CaCN2) • Цианид кальция (Ca(CN)2) • Цитрат кальция (Ca3(C6H5O7)2) •

Физические свойства

Оксид кальция CaO — бинарное неорганическое вещество. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Проявляет основные свойства.

Относительная молекулярная масса M_r = 56,08; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 3,35; t_пл ≈ 2614º C; t_кип = 2850º C.

Способ получения 

1. Оксид кальция получается при разложении карбоната кальция при температуре 900 — 1200º C. В результате разложения образуется оксид кальция и углекислый газ:

CaCO₃ = CaO + CO₂

2. В результате взаимодействия гидрида кальция и кислорода при температуре 300 — 400º С образуется оксид кальция и вода:

CaH₂ + O₂ = CaO + H₂O

3. Оксид кальция можно получить сжиганием кальция в в кислороде при температуре выше 300º С:

2Ca + O₂ = 2CaO 

Химические свойства

1. Оксид кальция реагирует с простыми веществами:

Оксид кальция реагирует с углеродом (коксом) при температуре 1900 — 1950º С и образует угарный газ и карбид кальция:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

2. Оксид кальция взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Оксид кальция взаимодействует с кислотами:

2.1.1. Оксид кальция с разбавленной соляной кислотой образует хлорид кальция и воду:

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

2.1.2. Оксид кальция вступает во взаимодействие с разбавленной плавиковой кислотой с образованием фторида кальция и воды:

CaO + 2HF = CaF₂↓ + H₂O

2.1.3. Оксид кальция вступает в реакцию с разбавленной фосфорной кислотой, образуя фосфат кальция и воду:

3CaO + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 3H₂O

2.2. Оксид кальция реагирует с оксидами:

2.2.1. Оксид кальция при комнатной температуре реагирует с углекислым газом с образованием карбоната кальция:

CaO + CO₂ = CaCO₃ 

2.2.2. Взаимодействуя с оксидом кремния при 1100 — 1200º С оксид кальция образует силикат кальция:

CaO + SiO₂ = CaSiO₃

2.3. Оксид кальция взаимодействует с водой при комнатной температуре, образуя гидроксид кальция:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

---

Общее число найденных записей: 1.
Показано записей: 1.

Оксид кальция, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Оксид кальция – неорганическое вещество, имеет химическую формулу CaO.

Краткая характеристика оксида кальция

Физические свойства оксида кальция Иные свойства оксида кальция

Получение оксида кальция

Химические свойства оксида кальция

Химические реакции оксида кальция

Применение и использование оксида кальция

Краткая характеристика оксида кальция:

Оксид кальция – неорганическое вещество, порошок от белого до бледно-жёлтого цвета либо бесцветные кристаллы. Не имет запаха.

Так как валентность кальция равна двум, то оксид кальция содержит один атом кислорода и один атом кальция.

Химическая формула оксида кальция CaO.

Оксид кальция широко известен как негашёная известь.

Оксид кальция в воде не растворяется, а вступает в реакцию с ней. Практически не растворяется в этаноле. Не растворяется в диэтиловом эфире.

Оксид кальция относится к высокотоксическим веществам. Класс опасности 2. Это едкое вещество, особенно опасен при смешивании с водой.

Препарат в виде пыли и капель взвеси раздражает слизистые оболочки органов дыхания, попадая на кожу, вызывает тяжелые ожоги, особенно сильно действует на слизистую оболочку глаз.

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственных помещений – 3 мг/м³.

При работе с препаратом следует применять индивидуальные средства защиты (респираторы, защитные очки, резиновые перчатки), а также соблюдать меры личной гигиены. Не допускать попадания препарата на слизистые оболочки и на кожу.

Помещения, в которых проводятся работы с препаратом, должны быть оборудованы общей приточно-вытяжной вентиляцией, а места наибольшего пыления – укрытиями с местной вытяжной вентиляцией. Испытания препарата в лабораториях следует проводить в вытяжном шкафу.

При проведении анализа окиси кальция с использованием горючего газа следует соблюдать меры противопожарной безопасности.

См. ГОСТ 8677-76 Реактивы. Кальция оксид. Технические условия (с Изменением N 1).

Физические свойства оксида кальция:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	CaO
Синонимы и названия иностранном языке	calcium oxide (англ.) известь негашеная (рус.) кальция окись (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	порошок от белого до бледно-жёлтого  цвета либо бесцветные кристаллы, без запаха
Цвет	бесцветный, от белого до бледно-жёлтого
Вкус	—*
Запах	не имеет
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	3370
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	3,37
Температура кипения, °C	2850
Температура плавления, °C	2570
Температура возгонки (сублимации), °C	не имеет
Температура разложения, °C	не имеет
Молярная масса, г/моль	56,0774

* Примечание:

— нет данных.

Получение оксида кальция:

Оксид кальция получается в результате следующих химических реакций:

1. 1. путем термического разложения известняка:

Сa₂СО₃ → CaО + СО₂ (t  = 900-1200 ^oC).

Это промышленный способ получения оксида кальция. Технологически данный процесс в промышленности реализуют в специальных шахтных печах.

1. 2. путем сжигания кальция на воздухе:

2Сa + О₂ → 2CaО (t  = 300 ^oC).

1.  3. путем термического разложения гидроксида кальция:

Сa(OH)₂ → СaO + H₂О (t  = 520-580 ^oC).

1.  4. путем термического разложения нитрата кальция:

2Сa(NO₃)₂ → 2СaO + 4NO₂ + O₂ (t  = 450-500 ^oC).

Химические свойства оксида кальция. Химические реакции оксида кальция:

Оксид кальция относится к основным оксидам.

Химические свойства оксида кальция аналогичны свойствам основных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида кальция с хлором:

2CaO + 2Cl₂ → 2CaCl₂ + O₂ (t  = 700 ^oC).

В результате реакции образуется хлорид кальция и кислород.

2. реакция оксида кальция с кремнием:

2CaO + 5Si → 2CaSi₂ + SiO₂ (t  = 1300 ^oC).

В результате реакции образуется силицид кальция и оксид кремния.

3. реакция оксида кальция с углеродом:

CaО + 3С → CaС₂ + СО (t  = 1900-1950 ^oC);

2CaO + 5C → 2CaC₂ + CO₂ (t  = 700 ^oC).

В результате реакции образуется карбид кальция и оксид углерода.

4. реакция оксида кальция с алюминием:

4CaО + 2Al → 2Ca + Ca(AlO₂)₂ (t  = 1200 ^oC);

2Al + 6CaO → 3CaO•Al₂O₃ + 3Ca (t^o);
2Al + 6CaO → Ca₃Al₂O₆ + 3Ca (t^o).

В результате реакции образуется кальций и соответственно алюминат кальция, оксид алюминия-кальция и алюмината трикальция.

5. реакция оксида кальция с водой:

CaО + Н₂О → Ca(ОН)₂.

Оксид кальция реагирует с водой, образуя гидроксид кальция. Процесс имеет название «гашение извести». Химическая реакция происходит с выделением энергии (тепла).

6. реакция оксида кальция с оксидом углерода (углекислым газом):

CaО + СО₂ → CaСО₃.

Оксид кальция реагирует с углекислым газом (являющийся кислотным оксидом), образуя соль – карбонат кальция.

7. реакция оксида кальция с оксидом серы: 

CaО + SО₂ → CaSО₃;

CaО + SО₃ → CaSО₄. 

Оксид серы также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соответственно соль – в первом случае – сульфит кальция, во втором случае – сульфат кальция.

8. реакция оксида кальция с оксидом кремния:

CaО + SiО₂ → CaSiО₃ (t = 1100-1200 ^oC).

Оксид кремния также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – силикат кальция.

9. реакция оксида кальция с оксидом фосфора:

CaO + P₂O₅ → Ca(PO₃)₂;

3CaO + P₂O₅ → Ca₃(PO₄)₂ (t^o);

2CaO + P₂O₅ → Ca₂P₂O₇.

Оксид фосфора также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль соответственно: метафосфат кальция, фосфат кальция и дифосфата кальция.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими кислотными оксидами.

10. реакция оксида кальция с оксидом алюминия:

CaО + Al₂O₃ → Ca(AlО₂)₂ (t = 1200-1300 °C).

Оксид алюминия является амфотерным оксидом. Это значит, что как амфотерный оксид оксид алюминия проявляет свойства как кислотных, так и основных соединений. В результате реакции образуется соль – алюминат кальция.

11. реакция оксида кальция с оксидом марганца:

CaО + MnO₂ → CaMnO₃ (t°);

Mn₂O₃ + CaO → CaMn₂O₄ (t = 900 °C).

Оксид алюминия является амфотерным оксидом. Это значит, что как амфотерный оксид оксид алюминия проявляет свойства как кислотных, так и основных соединений. В результате реакции образуется соответственно: соль – манганит кальция либо оксид марганца-кальция.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими амфотерными оксидами.

12. реакция оксида кальция с оксидом свинца:

СaО + 2PbO₂ → Сa₂PbО₄ (t^о).

В результате реакции образуется соль – плюмбит кальция. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими оксидами.

13. реакция оксида кальция с тетраоксидом диазота:

СaО + 2N₂О₄ → N₂O₃ + Сa(NO₃)₂ (t = 250 °C).

Реакция идет в жидком тетраоксиде диазота. В результате реакции образуются оксид азота (III) и соль – нитрат кальция.

14. реакция оксида кальция с плавиковой кислотой:

СaO + 2HF → СaF₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – фторид кальция и вода.

15. реакция оксида кальция с азотной кислотой:

СaO + 2HNO₃ → 2Сa(NO₃)₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат кальция и вода.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими кислотами.  

16. реакция оксида кальция с бромистым водородом (бромоводородом):

СaO + 2HBr → СaBr₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – бромид кальция и вода.

17. реакция оксида кальция с йодоводородом:

СaO + 2HI → СaI₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – йодид кальция и вода.

Применение и использование оксида кальция:

Оксид кальция используется в производстве строительных материалов, в качестве пищевой добавки E-529.

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

оксид кальция реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида кальция
реакции с оксидом кальция

Коэффициент востребованности
8 958