Кальций номер периода номер группы

Calcium, ₂₀Ca

Calcium
Appearance	dull gray, silver; with a pale yellow tint[1]
Standard atomic weight Ar°(Ca)
	40.078±0.004 40.078±0.004 (abridged)[2]
Calcium in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Mg ↑ Ca ↓ Sr potassium ← calcium → scandium
Atomic number (Z)	20
Group	group 2 (alkaline earth metals)
Period	period 4
Block	s-block
Electron configuration	[Ar] 4s2
Electrons per shell	2, 8, 8, 2
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	1115 K ​(842 °C, ​1548 °F)
Boiling point	1757 K ​(1484 °C, ​2703 °F)
Density (near r.t.)	1.55 g/cm3
when liquid (at m.p.)	1.378 g/cm3
Heat of fusion	8.54 kJ/mol
Heat of vaporisation	154.7 kJ/mol
Molar heat capacity	25.929 J/(mol·K)
Vapour pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 864 956 1071 1227 1443 1755
Atomic properties
Oxidation states	+1,[3] +2 (a strongly basic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 1.00
Ionisation energies	1st: 589.8 kJ/mol 2nd: 1145.4 kJ/mol 3rd: 4912.4 kJ/mol (more)
Atomic radius	empirical: 197 pm
Covalent radius	176±10 pm
Van der Waals radius	231 pm
Spectral lines of calcium
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​face-centred cubic (fcc)
Speed of sound thin rod	3810 m/s (at 20 °C)
Thermal expansion	22.3 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Thermal conductivity	201 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	33.6 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetic ordering	diamagnetic
Molar magnetic susceptibility	+40.0×10−6 cm3/mol[4]
Young’s modulus	20 GPa
Shear modulus	7.4 GPa
Bulk modulus	17 GPa
Poisson ratio	0.31
Mohs hardness	1.75
Brinell hardness	170–416 MPa
CAS Number	7440-70-2
History
Discovery and first isolation	Humphry Davy (1808)
Main isotopes of calcium v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 40Ca 96.941% stable 41Ca trace 9.94×104 y ε 41K 42Ca 0.647% stable 43Ca 0.135% stable 44Ca 2.086% stable 45Ca syn 162.6 d β− 45Sc 46Ca 0.004% stable 47Ca syn 4.5 d β− 47Sc γ – 48Ca 0.187% 6.4×1019 y β−β− 48Ti
Category: Calcium view talk edit | references

Calcium is a chemical element with the symbol Ca and atomic number 20. As an alkaline earth metal, calcium is a reactive metal that forms a dark oxide-nitride layer when exposed to air. Its physical and chemical properties are most similar to its heavier homologues strontium and barium. It is the fifth most abundant element in Earth’s crust, and the third most abundant metal, after iron and aluminium. The most common calcium compound on Earth is calcium carbonate, found in limestone and the fossilised remnants of early sea life; gypsum, anhydrite, fluorite, and apatite are also sources of calcium. The name derives from Latin calx «lime», which was obtained from heating limestone.

Some calcium compounds were known to the ancients, though their chemistry was unknown until the seventeenth century. Pure calcium was isolated in 1808 via electrolysis of its oxide by Humphry Davy, who named the element. Calcium compounds are widely used in many industries: in foods and pharmaceuticals for calcium supplementation, in the paper industry as bleaches, as components in cement and electrical insulators, and in the manufacture of soaps. On the other hand, the metal in pure form has few applications due to its high reactivity; still, in small quantities it is often used as an alloying component in steelmaking, and sometimes, as a calcium–lead alloy, in making automotive batteries.

Calcium is the most abundant metal and the fifth-most abundant element in the human body.^[5] As electrolytes, calcium ions (Ca²⁺) play a vital role in the physiological and biochemical processes of organisms and cells: in signal transduction pathways where they act as a second messenger; in neurotransmitter release from neurons; in contraction of all muscle cell types; as cofactors in many enzymes; and in fertilization.^[5] Calcium ions outside cells are important for maintaining the potential difference across excitable cell membranes, protein synthesis, and bone formation.^[5][6]

Characteristics

Classification

Calcium is a very ductile silvery metal (sometimes described as pale yellow) whose properties are very similar to the heavier elements in its group, strontium, barium, and radium. A calcium atom has twenty electrons, arranged in the electron configuration [Ar]4s². Like the other elements placed in group 2 of the periodic table, calcium has two valence electrons in the outermost s-orbital, which are very easily lost in chemical reactions to form a dipositive ion with the stable electron configuration of a noble gas, in this case argon.^[7]

Hence, calcium is almost always divalent in its compounds, which are usually ionic. Hypothetical univalent salts of calcium would be stable with respect to their elements, but not to disproportionation to the divalent salts and calcium metal, because the enthalpy of formation of MX₂ is much higher than those of the hypothetical MX. This occurs because of the much greater lattice energy afforded by the more highly charged Ca²⁺ cation compared to the hypothetical Ca⁺ cation.^[7]

Calcium, strontium, barium, and radium are always considered to be alkaline earth metals; the lighter beryllium and magnesium, also in group 2 of the periodic table, are often included as well. Nevertheless, beryllium and magnesium differ significantly from the other members of the group in their physical and chemical behaviour: they behave more like aluminium and zinc respectively and have some of the weaker metallic character of the post-transition metals, which is why the traditional definition of the term «alkaline earth metal» excludes them.^[8]

Physical properties

Calcium metal melts at 842 °C and boils at 1494 °C; these values are higher than those for magnesium and strontium, the neighbouring group 2 metals. It crystallises in the face-centered cubic arrangement like strontium; above 450 °C, it changes to an anisotropic hexagonal close-packed arrangement like magnesium. Its density of 1.55 g/cm³ is the lowest in its group.^[7]

Calcium is harder than lead but can be cut with a knife with effort. While calcium is a poorer conductor of electricity than copper or aluminium by volume, it is a better conductor by mass than both due to its very low density.^[9] While calcium is infeasible as a conductor for most terrestrial applications as it reacts quickly with atmospheric oxygen, its use as such in space has been considered.^[10]

Chemical properties

The chemistry of calcium is that of a typical heavy alkaline earth metal. For example, calcium spontaneously reacts with water more quickly than magnesium and less quickly than strontium to produce calcium hydroxide and hydrogen gas. It also reacts with the oxygen and nitrogen in the air to form a mixture of calcium oxide and calcium nitride.^[11] When finely divided, it spontaneously burns in air to produce the nitride. In bulk, calcium is less reactive: it quickly forms a hydration coating in moist air, but below 30% relative humidity it may be stored indefinitely at room temperature.^[12]

Besides the simple oxide CaO, the peroxide CaO₂ can be made by direct oxidation of calcium metal under a high pressure of oxygen, and there is some evidence for a yellow superoxide Ca(O₂)₂.^[13] Calcium hydroxide, Ca(OH)₂, is a strong base, though it is not as strong as the hydroxides of strontium, barium or the alkali metals.^[14] All four dihalides of calcium are known.^[15] Calcium carbonate (CaCO₃) and calcium sulfate (CaSO₄) are particularly abundant minerals.^[16] Like strontium and barium, as well as the alkali metals and the divalent lanthanides europium and ytterbium, calcium metal dissolves directly in liquid ammonia to give a dark blue solution.^[7]

Due to the large size of the calcium ion (Ca²⁺), high coordination numbers are common, up to 24 in some intermetallic compounds such as CaZn₁₃.^[17] Calcium is readily complexed by oxygen chelates such as EDTA and polyphosphates, which are useful in analytic chemistry and removing calcium ions from hard water. In the absence of steric hindrance, smaller group 2 cations tend to form stronger complexes, but when large polydentate macrocycles are involved the trend is reversed.^[16]

Although calcium is in the same group as magnesium and organomagnesium compounds are very commonly used throughout chemistry, organocalcium compounds are not similarly widespread because they are more difficult to make and more reactive, although they have recently been investigated as possible catalysts.^{[18][19][20][21][22]} Organocalcium compounds tend to be more similar to organoytterbium compounds due to the similar ionic radii of Yb²⁺ (102 pm) and Ca²⁺ (100 pm).^[23]

Most of these compounds can only be prepared at low temperatures; bulky ligands tend to favor stability. For example, calcium dicyclopentadienyl, Ca(C₅H₅)₂, must be made by directly reacting calcium metal with mercurocene or cyclopentadiene itself; replacing the C₅H₅ ligand with the bulkier C₅(CH₃)₅ ligand on the other hand increases the compound’s solubility, volatility, and kinetic stability.^[23]

Isotopes

Natural calcium is a mixture of five stable isotopes (⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, and ⁴⁶Ca) and one isotope with a half-life so long that it can be considered stable for all practical purposes (⁴⁸Ca, with a half-life of about 4.3 × 10¹⁹ years). Calcium is the first (lightest) element to have six naturally occurring isotopes.^[11]

By far the most common isotope of calcium in nature is ⁴⁰Ca, which makes up 96.941% of all natural calcium. It is produced in the silicon-burning process from fusion of alpha particles and is the heaviest stable nuclide with equal proton and neutron numbers; its occurrence is also supplemented slowly by the decay of primordial ⁴⁰K. Adding another alpha particle leads to unstable ⁴⁴Ti, which quickly decays via two successive electron captures to stable ⁴⁴Ca; this makes up 2.806% of all natural calcium and is the second-most common isotope.^[24][25]

The other four natural isotopes, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁶Ca, and ⁴⁸Ca, are significantly rarer, each comprising less than 1% of all natural calcium. The four lighter isotopes are mainly products of the oxygen-burning and silicon-burning processes, leaving the two heavier ones to be produced via neutron capture processes. ⁴⁶Ca is mostly produced in a «hot» s-process, as its formation requires a rather high neutron flux to allow short-lived ⁴⁵Ca to capture a neutron. ⁴⁸Ca is produced by electron capture in the r-process in type Ia supernovae, where high neutron excess and low enough entropy ensures its survival.^[24][25]

⁴⁶Ca and ⁴⁸Ca are the first «classically stable» nuclides with a six-neutron or eight-neutron excess respectively. Although extremely neutron-rich for such a light element, ⁴⁸Ca is very stable because it is a doubly magic nucleus, having 20 protons and 28 neutrons arranged in closed shells. Its beta decay to ⁴⁸Sc is very hindered because of the gross mismatch of nuclear spin: ⁴⁸Ca has zero nuclear spin, being even–even, while ⁴⁸Sc has spin 6+, so the decay is forbidden by the conservation of angular momentum. While two excited states of ⁴⁸Sc are available for decay as well, they are also forbidden due to their high spins. As a result, when ⁴⁸Ca does decay, it does so by double beta decay to ⁴⁸Ti instead, being the lightest nuclide known to undergo double beta decay.^[26][27]

The heavy isotope ⁴⁶Ca can also theoretically undergo double beta decay to ⁴⁶Ti as well, but this has never been observed. The lightest and most common isotope ⁴⁰Ca is also doubly magic and could undergo double electron capture to ⁴⁰Ar, but this has likewise never been observed. Calcium is the only element to have two primordial doubly magic isotopes. The experimental lower limits for the half-lives of ⁴⁰Ca and ⁴⁶Ca are 5.9 × 10²¹ years and 2.8 × 10¹⁵ years respectively.^[26]

Apart from the practically stable ⁴⁸Ca, the longest lived radioisotope of calcium is ⁴¹Ca. It decays by electron capture to stable ⁴¹K with a half-life of about a hundred thousand years. Its existence in the early Solar System as an extinct radionuclide has been inferred from excesses of ⁴¹K: traces of ⁴¹Ca also still exist today, as it is a cosmogenic nuclide, continuously reformed through neutron activation of natural ⁴⁰Ca.^[25]

Many other calcium radioisotopes are known, ranging from ³⁵Ca to ⁶⁰Ca. They are all much shorter-lived than ⁴¹Ca, the most stable among them being ⁴⁵Ca (half-life 163 days) and ⁴⁷Ca (half-life 4.54 days). The isotopes lighter than ⁴²Ca usually undergo beta plus decay to isotopes of potassium, and those heavier than ⁴⁴Ca usually undergo beta minus decay to isotopes of scandium, although near the nuclear drip lines, proton emission and neutron emission begin to be significant decay modes as well.^[26]

Like other elements, a variety of processes alter the relative abundance of calcium isotopes.^[28] The best studied of these processes is the mass-dependent fractionation of calcium isotopes that accompanies the precipitation of calcium minerals such as calcite, aragonite and apatite from solution. Lighter isotopes are preferentially incorporated into these minerals, leaving the surrounding solution enriched in heavier isotopes at a magnitude of roughly 0.025% per atomic mass unit (amu) at room temperature. Mass-dependent differences in calcium isotope composition are conventionally expressed by the ratio of two isotopes (usually ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca) in a sample compared to the same ratio in a standard reference material. ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca varies by about 1% among common earth materials.^[29]

History

Calcium compounds were known for millennia, although their chemical makeup was not understood until the 17th century.^[30] Lime as a building material^[31] and as plaster for statues was used as far back as around 7000 BC.^[32] The first dated lime kiln dates back to 2500 BC and was found in Khafajah, Mesopotamia.^[33][34]

At about the same time, dehydrated gypsum (CaSO₄·2H₂O) was being used in the Great Pyramid of Giza. This material would later be used for the plaster in the tomb of Tutankhamun. The ancient Romans instead used lime mortars made by heating limestone (CaCO₃). The name «calcium» itself derives from the Latin word calx «lime».^[30]

Vitruvius noted that the lime that resulted was lighter than the original limestone, attributing this to the boiling of the water. In 1755, Joseph Black proved that this was due to the loss of carbon dioxide, which as a gas had not been recognised by the ancient Romans.^[35]

In 1789, Antoine Lavoisier suspected that lime might be an oxide of a fundamental chemical element. In his table of the elements, Lavoisier listed five «salifiable earths» (i.e., ores that could be made to react with acids to produce salts (salis = salt, in Latin): chaux (calcium oxide), magnésie (magnesia, magnesium oxide), baryte (barium sulfate), alumine (alumina, aluminium oxide), and silice (silica, silicon dioxide)). About these «elements», Lavoisier reasoned:

We are probably only acquainted as yet with a part of the metallic substances existing in nature, as all those which have a stronger affinity to oxygen than carbon possesses, are incapable, hitherto, of being reduced to a metallic state, and consequently, being only presented to our observation under the form of oxyds, are confounded with earths. It is extremely probable that barytes, which we have just now arranged with earths, is in this situation; for in many experiments it exhibits properties nearly approaching to those of metallic bodies. It is even possible that all the substances we call earths may be only metallic oxyds, irreducible by any hitherto known process.^[36]

Calcium, along with its congeners magnesium, strontium, and barium, was first isolated by Humphry Davy in 1808. Following the work of Jöns Jakob Berzelius and Magnus Martin af Pontin on electrolysis, Davy isolated calcium and magnesium by putting a mixture of the respective metal oxides with mercury(II) oxide on a platinum plate which was used as the anode, the cathode being a platinum wire partially submerged into mercury. Electrolysis then gave calcium–mercury and magnesium–mercury amalgams, and distilling off the mercury gave the metal.^[30][37] However, pure calcium cannot be prepared in bulk by this method and a workable commercial process for its production was not found until over a century later.^[35]

Occurrence and production

At 3%, calcium is the fifth most abundant element in the Earth’s crust, and the third most abundant metal behind aluminium and iron.^[30] It is also the fourth most abundant element in the lunar highlands.^[12] Sedimentary calcium carbonate deposits pervade the Earth’s surface as fossilized remains of past marine life; they occur in two forms, the rhombohedral calcite (more common) and the orthorhombic aragonite (forming in more temperate seas). Minerals of the first type include limestone, dolomite, marble, chalk, and iceland spar; aragonite beds make up the Bahamas, the Florida Keys, and the Red Sea basins. Corals, sea shells, and pearls are mostly made up of calcium carbonate. Among the other important minerals of calcium are gypsum (CaSO₄·2H₂O), anhydrite (CaSO₄), fluorite (CaF₂), and apatite ([Ca₅(PO₄)₃F]).^[30]

The major producers of calcium are China (about 10000 to 12000 tonnes per year), Russia (about 6000 to 8000 tonnes per year), and the United States (about 2000 to 4000 tonnes per year). Canada and France are also among the minor producers. In 2005, about 24000 tonnes of calcium were produced; about half of the world’s extracted calcium is used by the United States, with about 80% of the output used each year.^[10]

In Russia and China, Davy’s method of electrolysis is still used, but is instead applied to molten calcium chloride.^[10] Since calcium is less reactive than strontium or barium, the oxide–nitride coating that results in air is stable and lathe machining and other standard metallurgical techniques are suitable for calcium.^[38] In the United States and Canada, calcium is instead produced by reducing lime with aluminium at high temperatures.^[10]

Geochemical cycling

Calcium cycling provides a link between tectonics, climate, and the carbon cycle. In the simplest terms, uplift of mountains exposes calcium-bearing rocks such as some granites to chemical weathering and releases Ca²⁺ into surface water. These ions are transported to the ocean where they react with dissolved CO₂ to form limestone (CaCO
₃), which in turn settles to the sea floor where it is incorporated into new rocks. Dissolved CO₂, along with carbonate and bicarbonate ions, are termed «dissolved inorganic carbon» (DIC).^[39]

The actual reaction is more complicated and involves the bicarbonate ion (HCO⁻
₃) that forms when CO₂ reacts with water at seawater pH:

Ca²⁺
+ 2HCO⁻
₃ → CaCO
_3(s) + CO
₂ + H
₂O

At seawater pH, most of the CO₂ is immediately converted back into HCO⁻
₃. The reaction results in a net transport of one molecule of CO₂ from the ocean/atmosphere into the lithosphere.^[40] The result is that each Ca²⁺ ion released by chemical weathering ultimately removes one CO₂ molecule from the surficial system (atmosphere, ocean, soils and living organisms), storing it in carbonate rocks where it is likely to stay for hundreds of millions of years. The weathering of calcium from rocks thus scrubs CO₂ from the ocean and atmosphere, exerting a strong long-term effect on climate.^[39][41]

Uses

The largest use of metallic calcium is in steelmaking, due to its strong chemical affinity for oxygen and sulfur. Its oxides and sulfides, once formed, give liquid lime aluminate and sulfide inclusions in steel which float out; on treatment, these inclusions disperse throughout the steel and become small and spherical, improving castability, cleanliness and general mechanical properties. Calcium is also used in maintenance-free automotive batteries, in which the use of 0.1% calcium–lead alloys instead of the usual antimony–lead alloys leads to lower water loss and lower self-discharging.^[42]

Due to the risk of expansion and cracking, aluminium is sometimes also incorporated into these alloys. These lead–calcium alloys are also used in casting, replacing lead–antimony alloys.^[42] Calcium is also used to strengthen aluminium alloys used for bearings, for the control of graphitic carbon in cast iron, and to remove bismuth impurities from lead.^[38] Calcium metal is found in some drain cleaners, where it functions to generate heat and calcium hydroxide that saponifies the fats and liquefies the proteins (for example, those in hair) that block drains.^[43]

Besides metallurgy, the reactivity of calcium is exploited to remove nitrogen from high-purity argon gas and as a getter for oxygen and nitrogen. It is also used as a reducing agent in the production of chromium, zirconium, thorium, and uranium. It can also be used to store hydrogen gas, as it reacts with hydrogen to form solid calcium hydride, from which the hydrogen can easily be re-extracted.^[38]

Calcium isotope fractionation during mineral formation has led to several applications of calcium isotopes. In particular, the 1997 observation by Skulan and DePaolo^[44] that calcium minerals are isotopically lighter than the solutions from which the minerals precipitate is the basis of analogous applications in medicine and in paleoceanography. In animals with skeletons mineralized with calcium, the calcium isotopic composition of soft tissues reflects the relative rate of formation and dissolution of skeletal mineral.^[45]

In humans, changes in the calcium isotopic composition of urine have been shown to be related to changes in bone mineral balance. When the rate of bone formation exceeds the rate of bone resorption, the ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca ratio in soft tissue rises and vice versa. Because of this relationship, calcium isotopic measurements of urine or blood may be useful in the early detection of metabolic bone diseases like osteoporosis.^[45]

A similar system exists in seawater, where ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca tends to rise when the rate of removal of Ca²⁺ by mineral precipitation exceeds the input of new calcium into the ocean. In 1997, Skulan and DePaolo presented the first evidence of change in seawater ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca over geologic time, along with a theoretical explanation of these changes. More recent papers have confirmed this observation, demonstrating that seawater Ca²⁺ concentration is not constant, and that the ocean is never in a «steady state» with respect to calcium input and output. This has important climatological implications, as the marine calcium cycle is closely tied to the carbon cycle.^[46][47]

Many calcium compounds are used in food, as pharmaceuticals, and in medicine, among others. For example, calcium and phosphorus are supplemented in foods through the addition of calcium lactate, calcium diphosphate, and tricalcium phosphate. The last is also used as a polishing agent in toothpaste and in antacids. Calcium lactobionate is a white powder that is used as a suspending agent for pharmaceuticals. In baking, calcium phosphate is used as a leavening agent. Calcium sulfite is used as a bleach in papermaking and as a disinfectant, calcium silicate is used as a reinforcing agent in rubber, and calcium acetate is a component of liming rosin and is used to make metallic soaps and synthetic resins.^[42]

Calcium is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[48]

Food sources

Foods rich in calcium include dairy products, such as yogurt and cheese, sardines, salmon, soy products, kale, and fortified breakfast cereals.^[6]

Because of concerns for long-term adverse side effects, including calcification of arteries and kidney stones, both the U.S. Institute of Medicine (IOM) and the European Food Safety Authority (EFSA) set Tolerable Upper Intake Levels (ULs) for combined dietary and supplemental calcium. From the IOM, people of ages 9–18 years are not to exceed 3 g/day combined intake; for ages 19–50, not to exceed 2.5 g/day; for ages 51 and older, not to exceed 2 g/day.^[49] EFSA set the UL for all adults at 2.5 g/day, but decided the information for children and adolescents was not sufficient to determine ULs.^[50]

Biological and pathological role

Age-adjusted daily calcium recommendations (from U.S. Institute of Medicine RDAs)^[51]

Age	Calcium (mg/day)
1–3 years	700
4–8 years	1000
9–18 years	1300
19–50 years	1000
>51 years	1000
Pregnancy	1000
Lactation	1000

Function

Calcium is an essential element needed in large quantities.^[5][6] The Ca²⁺ ion acts as an electrolyte and is vital to the health of the muscular, circulatory, and digestive systems; is indispensable to the building of bone; and supports synthesis and function of blood cells. For example, it regulates the contraction of muscles, nerve conduction, and the clotting of blood. As a result, intra- and extracellular calcium levels are tightly regulated by the body. Calcium can play this role because the Ca²⁺ ion forms stable coordination complexes with many organic compounds, especially proteins; it also forms compounds with a wide range of solubilities, enabling the formation of the skeleton.^[5]
[53]

Binding

Calcium ions may be complexed by proteins through binding the carboxyl groups of glutamic acid or aspartic acid residues; through interacting with phosphorylated serine, tyrosine, or threonine residues; or by being chelated by γ-carboxylated amino acid residues. Trypsin, a digestive enzyme, uses the first method; osteocalcin, a bone matrix protein, uses the third.^[54]

Some other bone matrix proteins such as osteopontin and bone sialoprotein use both the first and the second. Direct activation of enzymes by binding calcium is common; some other enzymes are activated by noncovalent association with direct calcium-binding enzymes. Calcium also binds to the phospholipid layer of the cell membrane, anchoring proteins associated with the cell surface.^[54]

Solubility

As an example of the wide range of solubility of calcium compounds, monocalcium phosphate is very soluble in water, 85% of extracellular calcium is as dicalcium phosphate with a solubility of 2.0 mM and the hydroxyapatite of bones in an organic matrix is tricalcium phosphate at 100 μM.^[54]

Nutrition

Calcium is a common constituent of multivitamin dietary supplements,^[5] but the composition of calcium complexes in supplements may affect its bioavailability which varies by solubility of the salt involved: calcium citrate, malate, and lactate are highly bioavailable, while the oxalate is less. Other calcium preparations include calcium carbonate, calcium citrate malate, and calcium gluconate.^[5] The intestine absorbs about one-third of calcium eaten as the free ion, and plasma calcium level is then regulated by the kidneys.^[5]

Hormonal regulation of bone formation and serum levels

Parathyroid hormone and vitamin D promote the formation of bone by allowing and enhancing the deposition of calcium ions there, allowing rapid bone turnover without affecting bone mass or mineral content.^[5] When plasma calcium levels fall, cell surface receptors are activated and the secretion of parathyroid hormone occurs; it then proceeds to stimulate the entry of calcium into the plasma pool by taking it from targeted kidney, gut, and bone cells, with the bone-forming action of parathyroid hormone being antagonised by calcitonin, whose secretion increases with increasing plasma calcium levels.^[54]

Abnormal serum levels

Excess intake of calcium may cause hypercalcemia. However, because calcium is absorbed rather inefficiently by the intestines, high serum calcium is more likely caused by excessive secretion of parathyroid hormone (PTH) or possibly by excessive intake of vitamin D, both of which facilitate calcium absorption. All these conditions result in excess calcium salts being deposited in the heart, blood vessels, or kidneys. Symptoms include anorexia, nausea, vomiting, memory loss, confusion, muscle weakness, increased urination, dehydration, and metabolic bone disease.^[54]

Chronic hypercalcaemia typically leads to calcification of soft tissue and its serious consequences: for example, calcification can cause loss of elasticity of vascular walls and disruption of laminar blood flow—and thence to plaque rupture and thrombosis. Conversely, inadequate calcium or vitamin D intakes may result in hypocalcemia, often caused also by inadequate secretion of parathyroid hormone or defective PTH receptors in cells. Symptoms include neuromuscular excitability, which potentially causes tetany and disruption of conductivity in cardiac tissue.^[54]

Bone disease

As calcium is required for bone development, many bone diseases can be traced to the organic matrix or the hydroxyapatite in molecular structure or organization of bone. Osteoporosis is a reduction in mineral content of bone per unit volume, and can be treated by supplementation of calcium, vitamin D, and bisphosphonates.^[5][6] Inadequate amounts of calcium, vitamin D, or phosphates can lead to softening of bones, called osteomalacia.^[54]

Safety

Metallic calcium

Calcium

Hazards
GHS labelling:[55]
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H261
Precautionary statements	P231+P232
NFPA 704 (fire diamond)	0 3 1 W

Because calcium reacts exothermically with water and acids, calcium metal coming into contact with bodily moisture results in severe corrosive irritation.^[56] When swallowed, calcium metal has the same effect on the mouth, oesophagus, and stomach, and can be fatal.^[43] However, long-term exposure is not known to have distinct adverse effects.^[56]

References

Bibliography

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
• Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth. «Calcium and Calcium Alloys». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a04_515.pub2.

Calcium, ₂₀Ca

Calcium
Appearance	dull gray, silver; with a pale yellow tint[1]
Standard atomic weight Ar°(Ca)
	40.078±0.004 40.078±0.004 (abridged)[2]
Calcium in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Mg ↑ Ca ↓ Sr potassium ← calcium → scandium
Atomic number (Z)	20
Group	group 2 (alkaline earth metals)
Period	period 4
Block	s-block
Electron configuration	[Ar] 4s2
Electrons per shell	2, 8, 8, 2
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	1115 K ​(842 °C, ​1548 °F)
Boiling point	1757 K ​(1484 °C, ​2703 °F)
Density (near r.t.)	1.55 g/cm3
when liquid (at m.p.)	1.378 g/cm3
Heat of fusion	8.54 kJ/mol
Heat of vaporisation	154.7 kJ/mol
Molar heat capacity	25.929 J/(mol·K)
Vapour pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 864 956 1071 1227 1443 1755
Atomic properties
Oxidation states	+1,[3] +2 (a strongly basic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 1.00
Ionisation energies	1st: 589.8 kJ/mol 2nd: 1145.4 kJ/mol 3rd: 4912.4 kJ/mol (more)
Atomic radius	empirical: 197 pm
Covalent radius	176±10 pm
Van der Waals radius	231 pm
Spectral lines of calcium
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​face-centred cubic (fcc)
Speed of sound thin rod	3810 m/s (at 20 °C)
Thermal expansion	22.3 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Thermal conductivity	201 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	33.6 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetic ordering	diamagnetic
Molar magnetic susceptibility	+40.0×10−6 cm3/mol[4]
Young’s modulus	20 GPa
Shear modulus	7.4 GPa
Bulk modulus	17 GPa
Poisson ratio	0.31
Mohs hardness	1.75
Brinell hardness	170–416 MPa
CAS Number	7440-70-2
History
Discovery and first isolation	Humphry Davy (1808)
Main isotopes of calcium v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 40Ca 96.941% stable 41Ca trace 9.94×104 y ε 41K 42Ca 0.647% stable 43Ca 0.135% stable 44Ca 2.086% stable 45Ca syn 162.6 d β− 45Sc 46Ca 0.004% stable 47Ca syn 4.5 d β− 47Sc γ – 48Ca 0.187% 6.4×1019 y β−β− 48Ti
Category: Calcium view talk edit | references

Calcium is a chemical element with the symbol Ca and atomic number 20. As an alkaline earth metal, calcium is a reactive metal that forms a dark oxide-nitride layer when exposed to air. Its physical and chemical properties are most similar to its heavier homologues strontium and barium. It is the fifth most abundant element in Earth’s crust, and the third most abundant metal, after iron and aluminium. The most common calcium compound on Earth is calcium carbonate, found in limestone and the fossilised remnants of early sea life; gypsum, anhydrite, fluorite, and apatite are also sources of calcium. The name derives from Latin calx «lime», which was obtained from heating limestone.

Some calcium compounds were known to the ancients, though their chemistry was unknown until the seventeenth century. Pure calcium was isolated in 1808 via electrolysis of its oxide by Humphry Davy, who named the element. Calcium compounds are widely used in many industries: in foods and pharmaceuticals for calcium supplementation, in the paper industry as bleaches, as components in cement and electrical insulators, and in the manufacture of soaps. On the other hand, the metal in pure form has few applications due to its high reactivity; still, in small quantities it is often used as an alloying component in steelmaking, and sometimes, as a calcium–lead alloy, in making automotive batteries.

Calcium is the most abundant metal and the fifth-most abundant element in the human body.^[5] As electrolytes, calcium ions (Ca²⁺) play a vital role in the physiological and biochemical processes of organisms and cells: in signal transduction pathways where they act as a second messenger; in neurotransmitter release from neurons; in contraction of all muscle cell types; as cofactors in many enzymes; and in fertilization.^[5] Calcium ions outside cells are important for maintaining the potential difference across excitable cell membranes, protein synthesis, and bone formation.^[5][6]

Characteristics

Classification

Calcium is a very ductile silvery metal (sometimes described as pale yellow) whose properties are very similar to the heavier elements in its group, strontium, barium, and radium. A calcium atom has twenty electrons, arranged in the electron configuration [Ar]4s². Like the other elements placed in group 2 of the periodic table, calcium has two valence electrons in the outermost s-orbital, which are very easily lost in chemical reactions to form a dipositive ion with the stable electron configuration of a noble gas, in this case argon.^[7]

Hence, calcium is almost always divalent in its compounds, which are usually ionic. Hypothetical univalent salts of calcium would be stable with respect to their elements, but not to disproportionation to the divalent salts and calcium metal, because the enthalpy of formation of MX₂ is much higher than those of the hypothetical MX. This occurs because of the much greater lattice energy afforded by the more highly charged Ca²⁺ cation compared to the hypothetical Ca⁺ cation.^[7]

Calcium, strontium, barium, and radium are always considered to be alkaline earth metals; the lighter beryllium and magnesium, also in group 2 of the periodic table, are often included as well. Nevertheless, beryllium and magnesium differ significantly from the other members of the group in their physical and chemical behaviour: they behave more like aluminium and zinc respectively and have some of the weaker metallic character of the post-transition metals, which is why the traditional definition of the term «alkaline earth metal» excludes them.^[8]

Physical properties

Calcium metal melts at 842 °C and boils at 1494 °C; these values are higher than those for magnesium and strontium, the neighbouring group 2 metals. It crystallises in the face-centered cubic arrangement like strontium; above 450 °C, it changes to an anisotropic hexagonal close-packed arrangement like magnesium. Its density of 1.55 g/cm³ is the lowest in its group.^[7]

Calcium is harder than lead but can be cut with a knife with effort. While calcium is a poorer conductor of electricity than copper or aluminium by volume, it is a better conductor by mass than both due to its very low density.^[9] While calcium is infeasible as a conductor for most terrestrial applications as it reacts quickly with atmospheric oxygen, its use as such in space has been considered.^[10]

Chemical properties

The chemistry of calcium is that of a typical heavy alkaline earth metal. For example, calcium spontaneously reacts with water more quickly than magnesium and less quickly than strontium to produce calcium hydroxide and hydrogen gas. It also reacts with the oxygen and nitrogen in the air to form a mixture of calcium oxide and calcium nitride.^[11] When finely divided, it spontaneously burns in air to produce the nitride. In bulk, calcium is less reactive: it quickly forms a hydration coating in moist air, but below 30% relative humidity it may be stored indefinitely at room temperature.^[12]

Besides the simple oxide CaO, the peroxide CaO₂ can be made by direct oxidation of calcium metal under a high pressure of oxygen, and there is some evidence for a yellow superoxide Ca(O₂)₂.^[13] Calcium hydroxide, Ca(OH)₂, is a strong base, though it is not as strong as the hydroxides of strontium, barium or the alkali metals.^[14] All four dihalides of calcium are known.^[15] Calcium carbonate (CaCO₃) and calcium sulfate (CaSO₄) are particularly abundant minerals.^[16] Like strontium and barium, as well as the alkali metals and the divalent lanthanides europium and ytterbium, calcium metal dissolves directly in liquid ammonia to give a dark blue solution.^[7]

Due to the large size of the calcium ion (Ca²⁺), high coordination numbers are common, up to 24 in some intermetallic compounds such as CaZn₁₃.^[17] Calcium is readily complexed by oxygen chelates such as EDTA and polyphosphates, which are useful in analytic chemistry and removing calcium ions from hard water. In the absence of steric hindrance, smaller group 2 cations tend to form stronger complexes, but when large polydentate macrocycles are involved the trend is reversed.^[16]

Although calcium is in the same group as magnesium and organomagnesium compounds are very commonly used throughout chemistry, organocalcium compounds are not similarly widespread because they are more difficult to make and more reactive, although they have recently been investigated as possible catalysts.^{[18][19][20][21][22]} Organocalcium compounds tend to be more similar to organoytterbium compounds due to the similar ionic radii of Yb²⁺ (102 pm) and Ca²⁺ (100 pm).^[23]

Most of these compounds can only be prepared at low temperatures; bulky ligands tend to favor stability. For example, calcium dicyclopentadienyl, Ca(C₅H₅)₂, must be made by directly reacting calcium metal with mercurocene or cyclopentadiene itself; replacing the C₅H₅ ligand with the bulkier C₅(CH₃)₅ ligand on the other hand increases the compound’s solubility, volatility, and kinetic stability.^[23]

Isotopes

Natural calcium is a mixture of five stable isotopes (⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, and ⁴⁶Ca) and one isotope with a half-life so long that it can be considered stable for all practical purposes (⁴⁸Ca, with a half-life of about 4.3 × 10¹⁹ years). Calcium is the first (lightest) element to have six naturally occurring isotopes.^[11]

By far the most common isotope of calcium in nature is ⁴⁰Ca, which makes up 96.941% of all natural calcium. It is produced in the silicon-burning process from fusion of alpha particles and is the heaviest stable nuclide with equal proton and neutron numbers; its occurrence is also supplemented slowly by the decay of primordial ⁴⁰K. Adding another alpha particle leads to unstable ⁴⁴Ti, which quickly decays via two successive electron captures to stable ⁴⁴Ca; this makes up 2.806% of all natural calcium and is the second-most common isotope.^[24][25]

The other four natural isotopes, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁶Ca, and ⁴⁸Ca, are significantly rarer, each comprising less than 1% of all natural calcium. The four lighter isotopes are mainly products of the oxygen-burning and silicon-burning processes, leaving the two heavier ones to be produced via neutron capture processes. ⁴⁶Ca is mostly produced in a «hot» s-process, as its formation requires a rather high neutron flux to allow short-lived ⁴⁵Ca to capture a neutron. ⁴⁸Ca is produced by electron capture in the r-process in type Ia supernovae, where high neutron excess and low enough entropy ensures its survival.^[24][25]

⁴⁶Ca and ⁴⁸Ca are the first «classically stable» nuclides with a six-neutron or eight-neutron excess respectively. Although extremely neutron-rich for such a light element, ⁴⁸Ca is very stable because it is a doubly magic nucleus, having 20 protons and 28 neutrons arranged in closed shells. Its beta decay to ⁴⁸Sc is very hindered because of the gross mismatch of nuclear spin: ⁴⁸Ca has zero nuclear spin, being even–even, while ⁴⁸Sc has spin 6+, so the decay is forbidden by the conservation of angular momentum. While two excited states of ⁴⁸Sc are available for decay as well, they are also forbidden due to their high spins. As a result, when ⁴⁸Ca does decay, it does so by double beta decay to ⁴⁸Ti instead, being the lightest nuclide known to undergo double beta decay.^[26][27]

The heavy isotope ⁴⁶Ca can also theoretically undergo double beta decay to ⁴⁶Ti as well, but this has never been observed. The lightest and most common isotope ⁴⁰Ca is also doubly magic and could undergo double electron capture to ⁴⁰Ar, but this has likewise never been observed. Calcium is the only element to have two primordial doubly magic isotopes. The experimental lower limits for the half-lives of ⁴⁰Ca and ⁴⁶Ca are 5.9 × 10²¹ years and 2.8 × 10¹⁵ years respectively.^[26]

Apart from the practically stable ⁴⁸Ca, the longest lived radioisotope of calcium is ⁴¹Ca. It decays by electron capture to stable ⁴¹K with a half-life of about a hundred thousand years. Its existence in the early Solar System as an extinct radionuclide has been inferred from excesses of ⁴¹K: traces of ⁴¹Ca also still exist today, as it is a cosmogenic nuclide, continuously reformed through neutron activation of natural ⁴⁰Ca.^[25]

Many other calcium radioisotopes are known, ranging from ³⁵Ca to ⁶⁰Ca. They are all much shorter-lived than ⁴¹Ca, the most stable among them being ⁴⁵Ca (half-life 163 days) and ⁴⁷Ca (half-life 4.54 days). The isotopes lighter than ⁴²Ca usually undergo beta plus decay to isotopes of potassium, and those heavier than ⁴⁴Ca usually undergo beta minus decay to isotopes of scandium, although near the nuclear drip lines, proton emission and neutron emission begin to be significant decay modes as well.^[26]

Like other elements, a variety of processes alter the relative abundance of calcium isotopes.^[28] The best studied of these processes is the mass-dependent fractionation of calcium isotopes that accompanies the precipitation of calcium minerals such as calcite, aragonite and apatite from solution. Lighter isotopes are preferentially incorporated into these minerals, leaving the surrounding solution enriched in heavier isotopes at a magnitude of roughly 0.025% per atomic mass unit (amu) at room temperature. Mass-dependent differences in calcium isotope composition are conventionally expressed by the ratio of two isotopes (usually ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca) in a sample compared to the same ratio in a standard reference material. ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca varies by about 1% among common earth materials.^[29]

History

Calcium compounds were known for millennia, although their chemical makeup was not understood until the 17th century.^[30] Lime as a building material^[31] and as plaster for statues was used as far back as around 7000 BC.^[32] The first dated lime kiln dates back to 2500 BC and was found in Khafajah, Mesopotamia.^[33][34]

At about the same time, dehydrated gypsum (CaSO₄·2H₂O) was being used in the Great Pyramid of Giza. This material would later be used for the plaster in the tomb of Tutankhamun. The ancient Romans instead used lime mortars made by heating limestone (CaCO₃). The name «calcium» itself derives from the Latin word calx «lime».^[30]

Vitruvius noted that the lime that resulted was lighter than the original limestone, attributing this to the boiling of the water. In 1755, Joseph Black proved that this was due to the loss of carbon dioxide, which as a gas had not been recognised by the ancient Romans.^[35]

In 1789, Antoine Lavoisier suspected that lime might be an oxide of a fundamental chemical element. In his table of the elements, Lavoisier listed five «salifiable earths» (i.e., ores that could be made to react with acids to produce salts (salis = salt, in Latin): chaux (calcium oxide), magnésie (magnesia, magnesium oxide), baryte (barium sulfate), alumine (alumina, aluminium oxide), and silice (silica, silicon dioxide)). About these «elements», Lavoisier reasoned:

We are probably only acquainted as yet with a part of the metallic substances existing in nature, as all those which have a stronger affinity to oxygen than carbon possesses, are incapable, hitherto, of being reduced to a metallic state, and consequently, being only presented to our observation under the form of oxyds, are confounded with earths. It is extremely probable that barytes, which we have just now arranged with earths, is in this situation; for in many experiments it exhibits properties nearly approaching to those of metallic bodies. It is even possible that all the substances we call earths may be only metallic oxyds, irreducible by any hitherto known process.^[36]

Calcium, along with its congeners magnesium, strontium, and barium, was first isolated by Humphry Davy in 1808. Following the work of Jöns Jakob Berzelius and Magnus Martin af Pontin on electrolysis, Davy isolated calcium and magnesium by putting a mixture of the respective metal oxides with mercury(II) oxide on a platinum plate which was used as the anode, the cathode being a platinum wire partially submerged into mercury. Electrolysis then gave calcium–mercury and magnesium–mercury amalgams, and distilling off the mercury gave the metal.^[30][37] However, pure calcium cannot be prepared in bulk by this method and a workable commercial process for its production was not found until over a century later.^[35]

Occurrence and production

At 3%, calcium is the fifth most abundant element in the Earth’s crust, and the third most abundant metal behind aluminium and iron.^[30] It is also the fourth most abundant element in the lunar highlands.^[12] Sedimentary calcium carbonate deposits pervade the Earth’s surface as fossilized remains of past marine life; they occur in two forms, the rhombohedral calcite (more common) and the orthorhombic aragonite (forming in more temperate seas). Minerals of the first type include limestone, dolomite, marble, chalk, and iceland spar; aragonite beds make up the Bahamas, the Florida Keys, and the Red Sea basins. Corals, sea shells, and pearls are mostly made up of calcium carbonate. Among the other important minerals of calcium are gypsum (CaSO₄·2H₂O), anhydrite (CaSO₄), fluorite (CaF₂), and apatite ([Ca₅(PO₄)₃F]).^[30]

The major producers of calcium are China (about 10000 to 12000 tonnes per year), Russia (about 6000 to 8000 tonnes per year), and the United States (about 2000 to 4000 tonnes per year). Canada and France are also among the minor producers. In 2005, about 24000 tonnes of calcium were produced; about half of the world’s extracted calcium is used by the United States, with about 80% of the output used each year.^[10]

In Russia and China, Davy’s method of electrolysis is still used, but is instead applied to molten calcium chloride.^[10] Since calcium is less reactive than strontium or barium, the oxide–nitride coating that results in air is stable and lathe machining and other standard metallurgical techniques are suitable for calcium.^[38] In the United States and Canada, calcium is instead produced by reducing lime with aluminium at high temperatures.^[10]

Geochemical cycling

Calcium cycling provides a link between tectonics, climate, and the carbon cycle. In the simplest terms, uplift of mountains exposes calcium-bearing rocks such as some granites to chemical weathering and releases Ca²⁺ into surface water. These ions are transported to the ocean where they react with dissolved CO₂ to form limestone (CaCO
₃), which in turn settles to the sea floor where it is incorporated into new rocks. Dissolved CO₂, along with carbonate and bicarbonate ions, are termed «dissolved inorganic carbon» (DIC).^[39]

The actual reaction is more complicated and involves the bicarbonate ion (HCO⁻
₃) that forms when CO₂ reacts with water at seawater pH:

Ca²⁺
+ 2HCO⁻
₃ → CaCO
_3(s) + CO
₂ + H
₂O

At seawater pH, most of the CO₂ is immediately converted back into HCO⁻
₃. The reaction results in a net transport of one molecule of CO₂ from the ocean/atmosphere into the lithosphere.^[40] The result is that each Ca²⁺ ion released by chemical weathering ultimately removes one CO₂ molecule from the surficial system (atmosphere, ocean, soils and living organisms), storing it in carbonate rocks where it is likely to stay for hundreds of millions of years. The weathering of calcium from rocks thus scrubs CO₂ from the ocean and atmosphere, exerting a strong long-term effect on climate.^[39][41]

Uses

The largest use of metallic calcium is in steelmaking, due to its strong chemical affinity for oxygen and sulfur. Its oxides and sulfides, once formed, give liquid lime aluminate and sulfide inclusions in steel which float out; on treatment, these inclusions disperse throughout the steel and become small and spherical, improving castability, cleanliness and general mechanical properties. Calcium is also used in maintenance-free automotive batteries, in which the use of 0.1% calcium–lead alloys instead of the usual antimony–lead alloys leads to lower water loss and lower self-discharging.^[42]

Due to the risk of expansion and cracking, aluminium is sometimes also incorporated into these alloys. These lead–calcium alloys are also used in casting, replacing lead–antimony alloys.^[42] Calcium is also used to strengthen aluminium alloys used for bearings, for the control of graphitic carbon in cast iron, and to remove bismuth impurities from lead.^[38] Calcium metal is found in some drain cleaners, where it functions to generate heat and calcium hydroxide that saponifies the fats and liquefies the proteins (for example, those in hair) that block drains.^[43]

Besides metallurgy, the reactivity of calcium is exploited to remove nitrogen from high-purity argon gas and as a getter for oxygen and nitrogen. It is also used as a reducing agent in the production of chromium, zirconium, thorium, and uranium. It can also be used to store hydrogen gas, as it reacts with hydrogen to form solid calcium hydride, from which the hydrogen can easily be re-extracted.^[38]

Calcium isotope fractionation during mineral formation has led to several applications of calcium isotopes. In particular, the 1997 observation by Skulan and DePaolo^[44] that calcium minerals are isotopically lighter than the solutions from which the minerals precipitate is the basis of analogous applications in medicine and in paleoceanography. In animals with skeletons mineralized with calcium, the calcium isotopic composition of soft tissues reflects the relative rate of formation and dissolution of skeletal mineral.^[45]

In humans, changes in the calcium isotopic composition of urine have been shown to be related to changes in bone mineral balance. When the rate of bone formation exceeds the rate of bone resorption, the ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca ratio in soft tissue rises and vice versa. Because of this relationship, calcium isotopic measurements of urine or blood may be useful in the early detection of metabolic bone diseases like osteoporosis.^[45]

A similar system exists in seawater, where ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca tends to rise when the rate of removal of Ca²⁺ by mineral precipitation exceeds the input of new calcium into the ocean. In 1997, Skulan and DePaolo presented the first evidence of change in seawater ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca over geologic time, along with a theoretical explanation of these changes. More recent papers have confirmed this observation, demonstrating that seawater Ca²⁺ concentration is not constant, and that the ocean is never in a «steady state» with respect to calcium input and output. This has important climatological implications, as the marine calcium cycle is closely tied to the carbon cycle.^[46][47]

Many calcium compounds are used in food, as pharmaceuticals, and in medicine, among others. For example, calcium and phosphorus are supplemented in foods through the addition of calcium lactate, calcium diphosphate, and tricalcium phosphate. The last is also used as a polishing agent in toothpaste and in antacids. Calcium lactobionate is a white powder that is used as a suspending agent for pharmaceuticals. In baking, calcium phosphate is used as a leavening agent. Calcium sulfite is used as a bleach in papermaking and as a disinfectant, calcium silicate is used as a reinforcing agent in rubber, and calcium acetate is a component of liming rosin and is used to make metallic soaps and synthetic resins.^[42]

Calcium is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[48]

Food sources

Foods rich in calcium include dairy products, such as yogurt and cheese, sardines, salmon, soy products, kale, and fortified breakfast cereals.^[6]

Because of concerns for long-term adverse side effects, including calcification of arteries and kidney stones, both the U.S. Institute of Medicine (IOM) and the European Food Safety Authority (EFSA) set Tolerable Upper Intake Levels (ULs) for combined dietary and supplemental calcium. From the IOM, people of ages 9–18 years are not to exceed 3 g/day combined intake; for ages 19–50, not to exceed 2.5 g/day; for ages 51 and older, not to exceed 2 g/day.^[49] EFSA set the UL for all adults at 2.5 g/day, but decided the information for children and adolescents was not sufficient to determine ULs.^[50]

Biological and pathological role

Age-adjusted daily calcium recommendations (from U.S. Institute of Medicine RDAs)^[51]

Age	Calcium (mg/day)
1–3 years	700
4–8 years	1000
9–18 years	1300
19–50 years	1000
>51 years	1000
Pregnancy	1000
Lactation	1000

Function

Calcium is an essential element needed in large quantities.^[5][6] The Ca²⁺ ion acts as an electrolyte and is vital to the health of the muscular, circulatory, and digestive systems; is indispensable to the building of bone; and supports synthesis and function of blood cells. For example, it regulates the contraction of muscles, nerve conduction, and the clotting of blood. As a result, intra- and extracellular calcium levels are tightly regulated by the body. Calcium can play this role because the Ca²⁺ ion forms stable coordination complexes with many organic compounds, especially proteins; it also forms compounds with a wide range of solubilities, enabling the formation of the skeleton.^[5]
[53]

Binding

Calcium ions may be complexed by proteins through binding the carboxyl groups of glutamic acid or aspartic acid residues; through interacting with phosphorylated serine, tyrosine, or threonine residues; or by being chelated by γ-carboxylated amino acid residues. Trypsin, a digestive enzyme, uses the first method; osteocalcin, a bone matrix protein, uses the third.^[54]

Some other bone matrix proteins such as osteopontin and bone sialoprotein use both the first and the second. Direct activation of enzymes by binding calcium is common; some other enzymes are activated by noncovalent association with direct calcium-binding enzymes. Calcium also binds to the phospholipid layer of the cell membrane, anchoring proteins associated with the cell surface.^[54]

Solubility

As an example of the wide range of solubility of calcium compounds, monocalcium phosphate is very soluble in water, 85% of extracellular calcium is as dicalcium phosphate with a solubility of 2.0 mM and the hydroxyapatite of bones in an organic matrix is tricalcium phosphate at 100 μM.^[54]

Nutrition

Calcium is a common constituent of multivitamin dietary supplements,^[5] but the composition of calcium complexes in supplements may affect its bioavailability which varies by solubility of the salt involved: calcium citrate, malate, and lactate are highly bioavailable, while the oxalate is less. Other calcium preparations include calcium carbonate, calcium citrate malate, and calcium gluconate.^[5] The intestine absorbs about one-third of calcium eaten as the free ion, and plasma calcium level is then regulated by the kidneys.^[5]

Hormonal regulation of bone formation and serum levels

Parathyroid hormone and vitamin D promote the formation of bone by allowing and enhancing the deposition of calcium ions there, allowing rapid bone turnover without affecting bone mass or mineral content.^[5] When plasma calcium levels fall, cell surface receptors are activated and the secretion of parathyroid hormone occurs; it then proceeds to stimulate the entry of calcium into the plasma pool by taking it from targeted kidney, gut, and bone cells, with the bone-forming action of parathyroid hormone being antagonised by calcitonin, whose secretion increases with increasing plasma calcium levels.^[54]

Abnormal serum levels

Excess intake of calcium may cause hypercalcemia. However, because calcium is absorbed rather inefficiently by the intestines, high serum calcium is more likely caused by excessive secretion of parathyroid hormone (PTH) or possibly by excessive intake of vitamin D, both of which facilitate calcium absorption. All these conditions result in excess calcium salts being deposited in the heart, blood vessels, or kidneys. Symptoms include anorexia, nausea, vomiting, memory loss, confusion, muscle weakness, increased urination, dehydration, and metabolic bone disease.^[54]

Chronic hypercalcaemia typically leads to calcification of soft tissue and its serious consequences: for example, calcification can cause loss of elasticity of vascular walls and disruption of laminar blood flow—and thence to plaque rupture and thrombosis. Conversely, inadequate calcium or vitamin D intakes may result in hypocalcemia, often caused also by inadequate secretion of parathyroid hormone or defective PTH receptors in cells. Symptoms include neuromuscular excitability, which potentially causes tetany and disruption of conductivity in cardiac tissue.^[54]

Bone disease

As calcium is required for bone development, many bone diseases can be traced to the organic matrix or the hydroxyapatite in molecular structure or organization of bone. Osteoporosis is a reduction in mineral content of bone per unit volume, and can be treated by supplementation of calcium, vitamin D, and bisphosphonates.^[5][6] Inadequate amounts of calcium, vitamin D, or phosphates can lead to softening of bones, called osteomalacia.^[54]

Safety

Metallic calcium

Calcium

Hazards
GHS labelling:[55]
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H261
Precautionary statements	P231+P232
NFPA 704 (fire diamond)	0 3 1 W

Because calcium reacts exothermically with water and acids, calcium metal coming into contact with bodily moisture results in severe corrosive irritation.^[56] When swallowed, calcium metal has the same effect on the mouth, oesophagus, and stomach, and can be fatal.^[43] However, long-term exposure is not known to have distinct adverse effects.^[56]

References

Bibliography

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
• Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth. «Calcium and Calcium Alloys». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a04_515.pub2.

Ca	20
40,078
[Ar]4s2
Кальций

Ка́льций —элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Простое вещество кальций (CAS-номер: 7440-70-2) — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

История и происхождение названия

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) — «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием. Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные.

Нахождение в природе

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа).

Изотопы

Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: ⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca и ⁴⁸Ca, среди которых наиболее распространённый — ⁴⁰Ca — составляет 96,97 %.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп ⁴⁸Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×10¹⁹ лет.

В горных породах и минералах

Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al₂Si₂O₈].

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO₃). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO₃, ангидрит CaSO₄, алебастр CaSO₄·0.5H₂O и гипс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, апатиты Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), доломит MgCO₃·CaCO₃. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).

Миграция в земной коре

В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

СаСО₃ + H₂O + CO₂ ↔ Са (НСО₃)₂ ↔ Ca²⁺ + 2HCO₃^—

(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).

Огромную роль играет биогенная миграция.

В биосфере

Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca₅(PO₄)₃OH, или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂·Са(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение

Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl₂ (75-80 %) и KCl или из CaCl₂ и CaF₂, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl₂O₄ + 3Ca.

Свойства

Физические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия ΔH⁰ перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

Химические свойства

Кальций — типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca²⁺/Ca⁰ −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

Ca + 2Н₂О = Ca(ОН)₂ + Н₂↑ + Q.

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

2Са + О₂ = 2СаО, Са + Br₂ = CaBr₂.

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Са + Н₂ = СаН₂, Ca + 6B = CaB₆,

3Ca + N₂ = Ca₃N₂, Са + 2С = СаС₂,

3Са + 2Р = Са₃Р₂ (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР₅;

2Ca + Si = Ca₂Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции — экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑,

Ca₃N₂ + 3Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2NH₃↑.

Ион Ca²⁺ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО₃, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО₃)₂ в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂.

В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + СО₂↑ + Н₂О.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО₃. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

Применение

Применение металлического кальция

Главное применение металлического кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.

Металлотермия

Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редких металлов.

Легирование сплавов

Чистый кальций применяется для легирования свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов с малым саморазрядом. Также металлический кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.

Ядерный синтез

Изотоп ⁴⁸Ca — наиболее эффективный и употребительный материал для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Например, в случае использования ионов ⁴⁸Ca для получения сверхтяжёлых элементов на ускорителях ядра этих элементов образуются в сотни и тысячи раз эффективней, чем при использовании других «снарядов» (ионов).

Применение соединений кальция

Гидрид кальция

Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH₂ (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.

Оптические и лазерные материалы

Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.

Карбид кальция

Карбид кальция CaC₂ широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).

Химические источники тока

Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода(например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей — чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объёму. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать колоссальную электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и.др.).

Огнеупорные материалы

Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.

Лекарственные средства

Соединения кальция широко применяются в качестве антигистаминного средства.

Хлорид кальция
Глюконат кальция
Глицерофосфат кальция

Кроме того, соединения кальция вводят в состав препаратов для профилактики остеопороза, в витаминные комплексы для беременных и пожилых.-

Биологическая роль кальция

Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых необходимая дневная норма составляет от 800 до 1000 миллиграммов (мг), а для детей от 600 до 900 мг, что для детей очень важно из-за интенсивного роста скелета. Большая часть кальция, поступающего в организм человека с пищей, содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как в толстом, так и тонком кишечнике и облегчается кислой средой, витамином Д и витамином С, лактозой, ненасыщеными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию кальция препятствуют аспирин, щавелевая кислота, производные эстрогенов. Соединияясь с щавелевой кислотой, кальций дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания кальция в крови из-за большого количества связанных с ним процессов точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное отсутствие в рационе может вызвать судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а также запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам и остеопорозу. Злоупотребление кофе и алкоголем могут быть причинами дефицита кальция, так как часть его выводится с мочой.

Избыточные дозы кальция и витамина Д могут вызвать гиперкальцемию, после которой следует интенсивная кальцификация костей и тканей (в основном затрагивает мочевыделительную систему). Продолжительный переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает свертываемость крови и уменьшает усвояемость цинка клетками костной ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграмм.

Содержание кальция в продуктах питания:

Продукты Кальций, мг/100 г

Мак 1460

Кунжут 783

Крапива 713

Просвирник лесной 505

Подорожник большой 412

Галинсога 372

Сардины в масле 330

Будра плющевидная 289

Шиповник собачий 257

Миндаль 252

Подорожник ланцетолист. 248

Лесной орех 226

Амарант семя 214

Кресс-салат 214

Кале 212

Соя бобы сухие 201

Молоко коровье 120

Малое содержание кальция: рыба (30-90); творог (80); хлеб с отрубями (60); мясо, субпродукты, крупы, свекла (менее 50).

Рекомендуемые Всемирной Организацией Здравоохранения суточные нормы потребления кальция:

• Дети до 3 лет — 600 мг.
• Дети от 4 до 10 лет — 800 мг.
• Дети от 10 до 13 лет — 1000 мг.
• Подростки от 13 до 16 лет — 1200 мг.
• Молодежь от 16 и старше — 1000 мг.
• Взрослые от 25 до 50 лет — от 800 до 1200 мг.
• Беременные и кормящие грудью женщины — от 1500 до 2000 мг.

20 Калий ← Кальций → Скандий 20Ca
Внешний вид простого вещества
Умеренно твёрдый[1], серебристо-белый металл
Свойства атома
Имя, символ, номер	Ка́льций/Calcium (Ca), 20
Атомная масса (молярная масса)	40,078 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 4s2
Радиус атома	197 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	174 пм
Радиус иона	(+2e) 99 пм
Электроотрицательность	1,00 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	−2,76 В
Степени окисления	2
Энергия ионизации (первый электрон)	589,4 (6,11) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	1,55 г/см³
Температура плавления	1112 K
Температура кипения	1757 K
Теплота плавления	9,20 кДж/моль
Теплота испарения	153,6 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	25,9[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	29,9 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	кубическая гранецентрированная
Параметры решётки	5,580 Å
Температура Дебая	230 K
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) (201) Вт/(м·К)

Ка́льций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Простое вещество кальций (CAS-номер: 7440-70-2) — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

История и происхождение названия

Название элемента происходит от лат. calx (в родительном падеже calcis) — «известь», «мягкий камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные.

Нахождение в природе

Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л^[3].

Изотопы

Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: ⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca и ⁴⁸Ca, среди которых наиболее распространённый — ⁴⁰Ca — составляет 96,97 %.

Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп ⁴⁸Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3·10¹⁹ лет.

В горных породах и минералах

Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al₂Si₂O₈].

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO₃). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO₃, ангидрит CaSO₄, алебастр CaSO₄·0.5H₂O и гипс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, апатиты Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), доломит MgCO₃·CaCO₃. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).

Миграция в земной коре

В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).

Огромную роль играет биогенная миграция.

В биосфере

Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca₅(PO₄)₃OH, или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂·Са(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO₃ состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Получение

Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl₂ (75-80 %) и KCl или из CaCl₂ и CaF₂, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C:

Свойства

В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники. Эта отметка установлена 28 января 2012.

Физические

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника, но не становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является). При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше, чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное поведение кальция похоже во многом на стронций (то есть параллели в периодической системе сохраняются)^[4].

Химические

Кальций — типичный щёлочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем более тяжёлых щёлочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щёлочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca²⁺/Ca⁰ −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным пламенем с оранжевым оттенком. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Кроме фосфида кальция Ca₃P₂ известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР₅;

Кроме силицида кальция Ca₂Si известны также силициды кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и CaSi₂.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты. Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

Ион Ca²⁺ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО₃, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО₃)₂ в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение, а тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО₃. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

Применение

В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники. Эта отметка установлена 28 января 2012.

Применение металлического кальция

Главное применение металлического кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.

Металлотермия

Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редких металлов.

Легирование сплавов

Чистый кальций применяется для легирования свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов с малым саморазрядом. Также металлический кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.

Ядерный синтез

Изотоп ⁴⁸Ca — один из эффективных и употребительных материалов для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов таблицы Менделеева. Это связано с тем, что кальций-48 является дважды магическим ядром, поэтому его устойчивость позволяет ему быть достаточно нейтроноизбыточным для лёгкого ядра; при синтезе сверхтяжёлых ядер необходим избыток нейтронов.

Применение соединений кальция

Гидрид кальция

Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH₂ (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.

Оксид кальция

Оксид кальция CaO, в составе твёрдого раствора оксидов других щёлочноземельных металлов — бария и стронция (BaO, SrO), используется в качестве активного слоя катодов косвенного накала в вакуумных электронных приборах.

Оптические и лазерные материалы

Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.

Карбид кальция

Карбид кальция CaC₂ широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).

Химические источники тока

Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода (например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей — чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объёму. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать большую электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и др.).

Огнеупорные материалы

Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.

Строительные материалы

Использование соединений кальция в производстве строительных материалов является самым масштабным из всех применений. Окись (и гидроокись) кальция используется и как связующее, и как пигмент в производстве строительных растворов, разного рода водорастворимых красок, побелок, при получении силикатного кирпича. Соединения кальция используются в производстве цемента, стекла. В качестве наполнителей — для приготовления замазок и шпатлёвок, красок и эмалей. Широко используется также алебастр (строительный гипс), для отливки лепных украшений, статуй и горельефов. как компонент в строительных растворах.

Находит применение природный минерал мрамор — для отделки фасадов зданий, внутренних помещений, полов, для изготовления элементов интерьера, столешниц, подоконников и т. д.

Металлургия

Соединения кальция (в основном карбонат или гидрокарбонат) применяются для обмазок электродов в дуговой электросварке. Соединения кальция широко применяются для приготовления флюсов для плавки и сварки металлов.

Лекарственные средства

Соединения кальция широко применяются в качестве антигистаминного средства.

• Хлорид кальция
• Глюконат кальция
• Глицерофосфат кальция

Кроме того, соединения кальция вводят в состав препаратов для профилактики остеопороза, в витаминные комплексы для беременных и пожилых.

Биологическая роль

В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники. Эта отметка установлена 12 мая 2011.

Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10⁻⁷ моль, в межклеточных жидкостях около 10⁻³ моль.

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых необходимая дневная норма составляет от 800 до 1000 миллиграммов (мг), а для детей от 600 до 900 мг, что для детей очень важно из-за интенсивного роста скелета. Большая часть кальция, поступающего в организм человека с пищей, содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как в толстом, так и тонком кишечнике и облегчается кислой средой, витамином D и витамином С, лактозой, ненасыщенными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию кальция препятствуют аспирин, щавелевая кислота, производные эстрогенов. Соединяясь с щавелевой кислотой, кальций дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания кальция в крови из-за большого количества связанных с ним процессов точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное отсутствие в рационе может вызвать судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а также запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам и остеопорозу. Недостаток кальция может вызывать множество заболеваний^{[источник не указан 604 дня]}. Злоупотребление кофе и алкоголем могут быть причинами дефицита кальция, так как часть его выводится с мочой.

Избыточные дозы кальция и витамина D могут вызвать гиперкальцемию, после которой следует интенсивная кальцификация костей и тканей (в основном затрагивает мочевыделительную систему). Продолжительный переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает свертываемость крови и уменьшает усвояемость цинка клетками костной ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграммов.

Справка

Содержание кальция в продуктах питания:

Продукт	Содержание, мг/100 г
Мак	1460
Кунжут	670 — 975
Сыр типа эмменталь	970
Тахинная (кунжутная) халва	760
Плавленый сыр	760
Сыр типа гауда или чеддер	730
Крапива	713
Брынза	530
Просвирник лесной	505
Соевый сыр (тофу)	450
Подорожник большой	412
Галинсога	372
Семена подсолнечника	367
Будра плющевидная	289
Шиповник собачий	257
Миндаль	252 — 273
Подорожник ланцетолистный	248
Петрушка	245
Лесной орех	226
Амарант, семя	214
Кресс-салат	214
Кале	212
Соя бобы (сухие)	201
Молоко овечье	170
Молоко коровье	120
Творог	80
Листовой салат	77
Фасоль красная	71

Малое содержание кальция: хлеб с отрубями (60), хлеб пшеничный (37); субпродукты, крупы (менее 50), свёкла (37), морковь (46).

Более полная информация о кальции в пищевых продуктах на сайте USDA.gov

Рекомендуемые Всемирной Организацией Здравоохранения суточные нормы потребления кальция^[5].

Дети до 3 лет — 600 мг.

Дети от 4 до 10 лет — 800 мг.

Дети от 10 до 13 лет — 1000 мг.

Подростки от 13 до 16 лет — 1200 мг.

Молодежь от 16 и старше — 1000 мг.

Взрослые от 25 до 50 лет — от 800 до 1200 мг.

Беременные и кормящие грудью женщины — от 1500 до 2000 мг.

Примечания

Литература

• Доронин. Н. А. Кальций, Госхимиздат, 1962. 191 стр. с илл.

Ссылки

	Кальций на Викискладе?

• Кальций на Webelements
• Кальций в Популярной библиотеке химических элементов
• Рекомендуемое потребление кальция

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H		He
2	Li	Be		B	C	N	O	F	Ne
3	Na	Mg		Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca		Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
5	Rb	Sr		Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
6	Cs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
7	Fr	Ra	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Lv	Uus	Uuo
Щелочные металлы  Щёлочноземельные металлы  Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы Другие металлы Металлоиды Другие неметаллы Галогены Инертные газы

Электрохимический ряд активности металлов
Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au Элементы расположены в порядке возрастания стандартного электродного потенциала.

Химический элемент с атомным номером 20

Химический элемент с атомным номером 20

Кальций, 20Ca

Кальций
Внешний вид	тускло-серый, серебристый; с бледно-желтым оттенком
Стандартный атомный вес A r, std (Ca)	40.078 (4)
Кальций в периодической таблице
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Йод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттер бий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть (элемент) Таллий Свинец Висмут Полоний Астатин Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Бор Калий Мейтнерий Дармштадций Рентгений Коперниций Нихоний Флеровий Московий Ливерморий Теннессин Оганессон Mg. ↑. Ca. ↓. Sr калий ← кальций → скандий
Атомный номер (Z)	20
Группа	группа 2 (щелочноземельные металлы)
Период	период 4
Блок	s-блок
Категория элемента	Щелочноземельный металл
Электронная конфигурация	[Ar ] 4s
Электронов на оболочку	2, 8, 8, 2
Физические свойства
Фаза при STP	твердое вещество
Температура плавления	1115 K (842 ° C, 1548 ° F)
Температура кипения	1757 K (1484 ° C, 2703 ° F)
Плотность (около rt )	1,55 г / см
в жидком состоянии (при т.пл. )	1,378 г / см
Теплота плавления	8,54 кДж / моль
Теплота испарения	154,7 кДж / моль
Молярная теплоемкость	25,929 Дж / ( моль · К)
Давление пара P(Па) 1 10 100 1 k 10 k 100 k при T (K) 864 956 1071 1227 1443 1755
Атомные свойства
Окисление состояния	+1, +2 (сильно основной оксид)
Электроотрицательность	Шкала Полинга : 1,00
Энергии ионизации	1-я: 589,8 кДж / моль 2-я: 1145,4 кДж / моль 3-я: 4912, 4 кДж / моль (подробнее )
Атомный радиус	эмпирический: 197 pm
Ковалентный радиус	176 ± 10 пм
радиус Ван-дер-Ваальса	231 пм
Спектральные линии кальция
Другие свойства
Естественное происхождение	pri мордиал
Кристаллическая структура	​гранецентрированная кубическая (fcc)
Скорость звука тонкий стержень	3810 м / с (при 20 ° C)
Термический расширение	22,3 мкм / (м · К) (при 25 ° C)
Теплопроводность	201 Вт / (м · К)
Удельное электрическое сопротивление	33,6 нОм · м (при 20 ° C)
Магнитное упорядочение	диамагнитный
Магнитная восприимчивость	+ 40,0 · 10 см / моль
Модуль Юнга	20 ГПа
Модуль сдвига	7,4 ГПа
Объемный модуль	17 ГПа
Коэффициент Пуассона	0,31
Твердость по Моосу	1,75
Твердость по Бринеллю	170–416 МПа
Номер CAS	7440-70-2
История
Открытие и первое выделение	Хамфри Дэви (1808)
Основные изотопы кальция
Изотоп Изобилие Период полураспада (t1/2) Режим распада Продукт Ca 96,941% стабильный Ca след 9,94 × 10 лет ε K Ca 0,647% стабильный Ca 0,135% стабильный Ca 2,086% стабильный Ca син. 162,6 d β Sc Ca 0,004% стабильный Ca син 4,5 d β Sc γ – Ca 0,187% 6,4 × 10 лет ββ Ti
Категория: Кальций. просмотр обсуждение | ссылки

Кальций — это химический элемент с символом Caи атомным номером 20. Как щелочноземельный металл, кальций является химически активным металлом, который контакте с воздухом образует темный оксидно-нитридный слой. Его физические и химические свойства наиболее близки к его более тяжелым гомологам стронций и барий. Это пятый по содержанию элемент в земной коре и третий по содержанию металл после железа и алюминия. Наиболее распространенное соединение кальция на Земле — это карбонат кальция, обнаруженный в известняке и окаменелых остатках ранней морской жизни; гипс, ангидрит, флюорит и апатит также являются источниками кальция. Название происходит от латинского calx «известь », которое происходит при нагревании известняка.

Некоторые соединения кальция были известны древним, хотя был неизвестен до семнадцатого века. Чистый кальций был выделен в 1808 году электролизом его оксида Хамфри Дэви, который назвал элемент. Соединения кальция широко используются во многих отраслях промышленности: пищевой и фармацевтической промышленности для добавок кальция, в бумажной промышленности в отбеливателей, в качестве компонентов цемента и электрических изоляторов, а также в производстве мыла. С другой стороны, металл в чистом виде мало применений из-за его высокой реакционной способности; Он часто используется в качестве легирующего компонента в сталеплавильном производстве, а иногда в качестве сплава кальция и свинца при производстве автомобильных аккумуляторов.

Кальций — самый распространенный металл и пятый по содержанию элемент в человеческом теле. Как электролиты, ионы кальция играют жизненно важную роль в физиологических и биохимических процессах организмов и клеток : в передаче сигнала пути, где они как второй посланник ; в высвобождении нейромедиатора из нейронов ; при сокращении всех типов клеток мышц ; как кофакторы во многих ферментов ; и в оплодотворении. Ионы кальция вне клеток важны для поддержания разности потенциалов на возбудимых клеточных мембранах, синтез белка и образования костей.

Содержание

• 1 Характеристики
  • 1.1 Класс
  • 1.2 Физический
  • 1.3 Химический
  • 1.4 Изотопы
• 2 История
• 3 Возникновение и производство
  • 3.1 Геохимический цикл
• 4 Использование
• 5 Источники питания
• 6 Биологическая и патологическая роль
  • 6.1 Функция
  • 6.2 Связывание
  • 6.3 Растворимость
  • 6.4 Питание
  • 6.5 Гормональная регуляция образования костей и уровни сыворотки
  • 6.6 Аномальные уровни сыворотки
  • 6.7 Камни в почках
  • 6.8 Заболевания костей
• 7 Безопасность
  • 7.1 Металлический кальций
• 8 См. Также
• 9 Ссылки
• 10 Библиография

Характеристики

Классификация

Кальций — очень пластичный серебристый металл (иногда его называют бледно-желтым), свойства которого очень похожи на более тяжелые элементы в его группе: стронций, барий и радий.. Атом кальция имеет двадцать электронов, используемую в электронной конфигурации [Ar] 4s. Как и другие элементы, входящие в группу 2 периодической таблицы, кальций имеет два валентных электрона на внешней s-орбитали, которые очень легко теряются в химических реакциях с образованием дипозитивного иона со стабильной электронной конфигурацией благородный газ, в данном случае аргон. Следовательно, кальций почти всегда двухвалентен в своих соединениях, которые обычно ионны. Гипотетические одновалентные соли кальция были бы стабильны по отношению к своим элементам, но не к диспропорционированию двухвалентным солям и металлическому кальцию, энтальпия образования MX 2 намного выше, чем у гипотетического MX. Это происходит из-за гораздо большей энергии решетки, обеспечиваемой более сильно заряженным катионом Са по сравнению с гипотетическим катионом Са.

Кальций, стронций, барий и радий всегда считаются щелочноземельные металлы ; более легкий бериллий и магний, также входящие в группу 2 периодической таблицы, также часто включаются. Тем не менее, бериллий и магний отличаются от других групп по своему физическому и химическому поведению: они ведут себя больше как алюминий и цинк соответственно и имеют более слабый металлический характер, чем постпереходные металлы, поэтому традиционное определение термина «щелочноземельный металл» исключает их. Эта классификация в основном устарела в русскоязычных источниках, но все еще используется в других странах, таких как Япония. В результате сравнения со стронцием и барием больше подходят для химии кальция, чем сравнение с магнием.

Физические

Металлический кальций плавится при 842 ° C и кипит при 1494 ° C; эти значения выше, чем у магния и стронция, соседних металлов 2 группы. Он кристаллизуется в форме гранецентрированной кубической структуры, как стронций; при температуре выше 450 ° C он меняется на анизотропное гексагональное плотноупакованное расположение, подобное магнию. Его плотность 1,55 г / см — самая низкая в своей группе. Кальций тверже свинца, но его можно разрезать ножом с усилием. Хотя кальций является более плохим проводником электричества, чем медь или алюминий по объему, он является лучшим проводником по массе, чем оба, из-за своей очень низкой плотности. Использование как таковое в космосе было рассмотрено, использование калькуляций в качестве проводника для наземных применений, он быстро реагирует с атмосферным кислородом, его использование как таковое в космосе было рассмотрено.

Химическое вещество

Структура полимера [Ca (H 2O)6)] в гидратированном хлориде кальция, что свидетельствует о высоком координационном числе, типичном для комплексов кальция.

Химический состав другого химического состава типичного тяжелого щелочноземельного металла. Например, кальций самопроизвольно реагирует с водой, чем магний, и менее быстро, чем стронций с образованием гидроксида кальция и газообразного водорода. Он также реагирует с кислородом и азотом в среде с образованием смеси оксида кальция <187.>и нитрид кальция. При тонком измельчении он самопроизвольно сгорает на воздухе с образованием нитрида. В массе кальций менее реакционноспособен: он быстро образует гидратное покрытие во влажном воздухе, но ниже 30% относительная влажность может храниться неограниченное время при комнатной температуре.

Besi Из простого оксида CaO пероксид CaO 2 может быть получен прямым окислением металлического кальция под высоким давлением кислорода, и есть некоторые доказательства желтого супероксида Ca (O 2)2. Гидроксид кальция, Ca (OH) 2, является сильным основанием, хотя и не таким сильным, как гидроксиды стронция, бария или щелочные металлов. Известны все четыре дигалогенида кальция. карбонат кальция (CaCO 3) и сульфат кальция (CaSO 4) являются особенно распространенными минералами, как стронций и барий, а также щелочные металлы и двухвалентные. лантаноиды европий и иттербий, металлический кальций растворяется непосредственно в жидком аммиаке с образованием темно-синего раствора.

Из -за большого размера иона Ca обычно высокие координационные числа, вплоть до 24 в некоторых интерметаллических соединенийх, таких как CaZn 13. легко образует комплексы с кислородными хелатами, такими как EDTA и полифосфаты, которые используются в аналитической химии и удалении кальция из жесткая вода. В стерических препятствий меньшие отсутствие катионы группы 2 имеют тенденцию образовывать более сильные комплексы, но когда задействованы большие полидентатные макроциклы, тенденция меняется на противоположную.

Хотя кальций находится в той же группе, что и магний, и магнийорганические соединения очень часто используются в химии, органо-кальциевые соединения не так широко распространены, потому что их труднее получить и они более реакционноспособны, хотя недавно они стали исследовали как возможные катализаторы. Органокальциевые соединения имеют тенденцию быть более похожими на органоиттербиевые соединения из-за схожих ионных радиусов Yb (102 мкм) и Ca (100 мкм). Основные соединения можно получить только при низких температурах; объемные лиганды обычно способствуют стабильности. Например, ди циклопентадиенил, Ca (C 5H5)2, должен быть получен путем прямого преобразования металлического кальция или циклопентадиена с самим собой; замена лиганда C 5H5более объемным C 5 (с другой стороны, лиганд CH 3)5увеличивает растворимость, летучесть и кинетическую стабильность соединения.

Изотопы

Природный кальций представляет собой смесь пяти стабильных изотопов (Ca, Ca, Ca, Ca и Ca) и один изотоп с таким длительным периодом полураспада, что можно считать стабильным для всех практических целей (Ca, с половиной -срок жизни около 4,3 × 10 лет

Безусловно, наиболее распространенным изотопом кальция в природе Са, который составляет 96,941% весь природный кальций, он производит в процессе сжигания. кремния из синтеза альфа-частиц является самым тяжелым стабильным нуклидом с ра вным номером протонов и нейтронов; его наличие также медленно дополняется то распад первоначального K. Добавление еще одной альфа-частицы приводит к нестабильному Ti, который быстро распадается в результате двух последовательных захватов электрона до стабильного Ca; это составляет 2,806% всего природного кальция и является вторым по распространенности изотопом. Остальные четыре природных изотопа, Са, Са, Са и Са встречаются значительно реже, каждый из которых составляет менее 1% всего природного кальция. Четыре более легких изотопа в основном являются продуктами процессов сжигания кислорода и кремния, а два более тяжелых изотопа должны быть получены с помощью процессов захвата нейтронов. Са в основном образует в «горячем» s-процессе, поскольку для его образования требуется высокий поток нейтронов, чтобы вызвать короткоживущему Ca захватить нейтрон. Са образует в результате захвата электронов в r-процессе в сверхновых типа Ia, где высокий нейтронный избыток и достаточно низкий энтропия его выживание.

Ca и Ca являются первыми «классически стабильными» нуклиды с избытком в шесть или восемь нейтронов соответственно. Он очень стабилен, потому что это дважды магическое ядро ​​, имеющее 20 протонов и 28 нейтронов, используемых в закрытых оболочках. Его бета-распад до Sc очень затруднен из-за грубого несоответствия ядерный спина : Ca имеет нулевой ядерный спин, четным-четным, в то время как Sc имеет спин 6+, поэтому распад запрещен из-за сохранение углового момента. Хотя два возбужденных состояния также доступны для распада, они также запрещены из-за их высоких спинов. В результате, когда Са распадается, он делает это путем двойного бета-распада до Ti, поскольку он является самым легким из известных из нуклидов, подвергшихся двойному бета-распаду. Тяжелый изотоп Ca также теоретически может подвергаться двойному бета-распаду до Ti, но этого никогда не наблюдалось; самый легкий и самый распространенный изотоп Ca также дважды магическим и может подвергаться двойному захвату электрона в Ar, но этого никогда не наблюдалось. Кальций — единственный элемент, который имеет два первичных магических изотопа. Экспериментальные нижние пределы периодов полураспада Са и Са составляют 5,9 × 10 лет и 2,8 × 10 лет соответственно.

Помимо практически стабильного Са, самый долгоживущий радиоизотоп Кальций это Ca. Он распадается в результате захвата электрона до стабильного K с периодом полураспада около тысяч ста лет. Его существование в ранней Солнечной системе как потухший радионуклид было выведено из избытка K: следы Ca все еще существуют сегодня, поскольку это космогенный нуклид, непрерывно преобразованный посредством нейтронная активация природный Ca. Известно много других радиоизотопов кальция, от Ca до Ca. Все они намного короче, чем Са, наиболее стабильными они являются Са (период полураспада 163 дня) и Са (период полураспада 4,54 дня). Изотопы более легкие, чем Са, обычно претерпевают бета-распад до изотопов калия, а те, которые тяжелее Са, обычно претерпевают бета-минус-распад до изотопов скандия, хотя почти ядерные капельные линии, испускание протонов и нейтронное излучение также начинают быть значимыми модами распада.

Как и другие элементы, множество процессов изменяют относительное содержание изотопов кальция. Наиболее изученным из этих процессов является массовое фракционирование изотопов кальция, которое сопровождает осаждение минералов кальция, таких как кальцит, арагонит и апатит. из решения. Более легкие изотопы предпочтительно включаются в эти минералы, оставляя окружающий раствор, обогащенный более тяжелыми изотопами с величиной примерно 0,025% на атомную единицу массы (а.е.м.) при комнатной температуре. Зависимые от массы различия в изотопном составе кальция обычно выражаются соотношением двух изотопов (обычно Ca / Ca) в образце по сравнению с таким же соотношением в стандартном эталонном материале. Ca / Ca колеблется примерно на 1% среди обычных земных материалов.

История

Одна из статуй Айн-Газаля, сделанная из известковой штукатурки

Соединения кальция были известны на протяжении тысячелетий, хотя их химический состав не был понят до 17 века. Известь в качестве строительного материала и штукатурки для статуй использовалась еще около 7000 г. до н.э. Первая датированная печью для обжига извести датируется 2500 г. до н.э. и была обнаружена в Хафадже, Месопотамии. Примерно в то же время обезвоженный гипс (CaSO 4 · 2H 2 O) использовался в Великой пирамиде в Гизе ; этот материал позже будет использован для штукатурки в гробнице Тутанхамона. древние римляне вместо этого использовали известковые растворы, полученные нагреванием известняка (CaCO 3); само название «кальций» происходит от латинского слова calx «известь». Витрувий заметил, что образовавшаяся известь была легче, чем исходный известняк, объясняя это кипением воды; в 1755 году Джозеф Блэк доказал, что это произошло из-за потери углекислого газа, который в качестве газа был признан древними римлянами.

В 1787 году, Антуан Лавуазье подозревал, что известь может быть оксидом основного химического элемента. В своей таблице элементов Лавуазье перечислил пять «солефицируемых земель» (т. Е. Руд, которые можно заставить реагировать с кислотами с образованием солей (salis = соль на латыни): chaux (оксид кальция), magnésie (магнезия, оксид магния), барит (сульфат бария), оксид алюминия (оксид алюминия, оксид алюминия) и кремний (диоксид кремния, диоксид кремния)). Об этих «элементах» размышлял Лавуазье:

Вероятно, пока знакомы только с частными металлическими веществами, действующими в природе, поскольку все те, которые имеют более сильное сродство к кислороду, чем углерод, до сих пор неспособны к приведенным к металлическому состояние и, следовательно, представленные нашему наблюдению только в виде оксидов, смешиваются с землей. Весьма вероятно, что бариты, которые мы только что устроили с землями, находятся в этой ситуации; как во экспериментах он проявляет свойства, близкие к свойствам металлических тел. Возможно даже, что все вещества, которые мы называем землей, могут быть только металлическими оксидами, не восстанавливаемыми каким-либо до сих пор известного процесса.

Кальций, вместе с его родственными соединениями магнием, стронцием и барием, был впервые выделен Хамфри Дэви в 1808 г. Следуя работе Йона Якоба Берцелиуса и электролизу, Дэви изолировал кальций и магний, добавив смесь соответствующих оксидов металлов с ртутью (II). оксид на платиновой пластине , которая использовалась в качестве анода, причем катодом была платиновая проволока, частично погруженная в ртуть. Затем электролиз дал амальгамы кальция с ртутью и магний-ртуть, а отгонка ртути дала металл. Однако чистый кальций не может быть получен в больших объемах этим методом, и работоспособный коммерческий процесс его производства был найден только спустя столетие.

Возникновение и производство

Травертин террасы в Памуккале, Турция

При 3% кальций является пятым наиболее распространенным элементом в земной коре и третьим по распространенности металлом после алюминия и железо. Также является четвертым по численности нагорьях Луны. Осадочные карбонатные отложения кальция пронизывают поверхность Земли в виде окаменелых останков прошлой морской жизни; они встречаются в двух формах: ромбоэдрический кальцит (чаще встречается) и орторомбический арагонит (образует в морях с более умеренным климатом). Минералы первого типа включают известняк, доломит, мрамор, мел и исландский шпат ; Слои арагонита составляют бассейны Багамы, Флорида-Кис и Красного моря. Кораллы, морские раковины и жемчуг в основном состоят из карбоната кальция. К другим важным минералам гипс (CaSO 4 · 2H 2 O), ангидрит (CaSO 4), флюорит (CaF 2) и апатит ([Ca 5 (PO 4)3F]).

Основными производителями кальция являются Китай (от 10000 12000 тонн в год), Россия (от 6000 до 8000 тонн в год), и США (примерно от 2000 до 4000 тонн в год). Канада и Франция также входят в число второстепенных производителей. В 2005 году около 24000 тонн был произведен кальций; около половины добываемого В России и в Китае метод электролиза используется, но вместо этого используется для расплавленного металла хлорид кальция. стронций или барий, оксидно-нитридное покрытие, образующееся в воздухе, стабильно и тока рная обработка и другие стандартные металлургические методы подходят для кальция. В наших Штатах и ​​Канаде кальций вместо этого путем восстановления известием при высоких температурах.

Геохимический цикл

Цикл кальция обеспечивает связь между тектоникой, климат и углеродный цикл. Проще говоря, поднятие гор подвергает кальцийсодержащие породы химического выветриванию и высвобождает Ca в поверхностные воды. Эти ионы переносятся в океан, где они реагируют с растворенным CO 2 с образованием известняка (CaCO. 3), который, в свою очередь, оседает на морское дно, где он включается в новые горные породы. Растворенный CO 2 вместе с ионами карбоната и бикарбоната называется «растворенным неорганическим углеродом » (DIC).

Фактическая реакция более сложная и включает ионный бикарбонат (HCO. 3), который образует, когда CO 2 реагирует с водой в морской воде pH :

Ca. + 2HCO. 3→ CaCO. 3 (s )+ CO. 2+ H. 2O

При pH морской воды большая часть CO 2 немедленно превращается обратно в HCO. 3. Реакция приводит к чистому переносу одной молекулы CO 2 из океана / атмосферы в литосферу. В результате каждого ионного Ca, высвобождаемый в результате химического выветривания, в конечном итоге удаляет одну молекулу CO 2 из поверхностной системы (атмосферы, океана, почвы и живых организмов), сохраняя ее в карбонатных породах, где она, вероятно, останется в течение длительного времени. сотни миллионов лет. Выветривание кальция из горных пород, таким образом, вымывает CO 2 из океана и атмосферы, оказывая сильное долгое воздействие на климат.

Использует

Наиболее широко используются металлические кальций используется в сталеплавильном производстве из-за его сильного химического сродства к кислороду и сере. Его оксиды и сульфиды после образования дают жидкую известь алюминат и сульфидные включения в стали, которые всплывают; при обработке эти включения рассеиваются по стали и становятся маленькими и сферическими, улучшая литье, чистоту и общие механические свойства. Кальций также используется в необслуживаемых автомобильных аккумуляторах, в которых используется 0,1% сплавов кальция и свинца вместо обычных сплавов сурьмы со свинцом приводит к меньшая потеря воды и меньший саморазряд. Из-за риска расширения и растрескивания алюминий иногда также включается в эти сплавы. Эти свинцово-кальциевые сплавы также используются в литье, заменяя сплавы свинец-сурьма. Кальций также используется для упрочнения алюминиевых сплавов, используемых в подшипниках, для контроля содержания графита углерода в чугуне и для удаления примесей висмута из свинца. Металлический кальций содержит в некоторых очистителях канализации, где он генерирует тепло, и гидроксид кальция, который омыляет жиры и разжижает белки (например, в волосах), блокирующие сток. Помимо металлургии, реакционная способность кальция используется для удаления азота из высокочистого газа аргона и в качестве газопоглотителя для кислорода и азота. Он также используется в качестве в качестве восстановителя при производстве хрома, циркония, тория и урана. Его также можно использовать для хранения газообразного водорода, так как он реагирует с водородом с образованием твердого гидрида кальция, из которого водород может быть повторно извлечен.

Фракционирование изотопов кальция во время образования минералов привело к нескольким применениям изотопов кальция. В частности, наблюдение Скулана и ДеПаоло в 1997 г. о том, что минералы кальция изотопно легче, чем растворы, которые используются в медицине и палеоокеанографии. У животных со скелетом, минерализованным кальцием, изотопным составом кальция мягких животных, относительной скоростью образования и растворением скелетных минералов. Было показано, что у людей изменения изотопного состава кальция в моче связаны с изменениями минерального баланса костей. Когда скорость образования увеличивает скорость резорбции кости, соотношение Са / Са в мягких тканях повышается и наоборот. Из-за этой взаимосвязи измерения изотопного состава кальция в моче или крови могут быть полезны раннего метаболических заболеваний, таких как остеопороз. Подобная система существует в морской воде, где Ca / Ca имеет тенденцию повышаться, когда скорость удаления Ca минеральными осадками поступает нового кальция в океан. В 1997 году Скулан и ДеПаоло представили первое свидетельство изменений Ca / Ca в морской воде в течение геологического времени, а также теоретическое объяснение этих изменений. Более поздние сообщения подтвердили это наблюдение, что поведение Ca в морской воде непостоянна, и что океан никогда не находится в «устойчивом состоянии» по отношению к поступлению и выходу кальция. Эти химические соединения используются в пищевых продуктах, в фармацевтических препаратах, среди прочего прочего. Например, кальций и фосфор добавляются в пищевые продукты за счет добавления лактата кальция, дифосфата кальция и трикальцийфосфата. Последний также используется в качестве в полирующего агента в зубной пасте и в антацидах. Лактобионат кальция представляет собой белый порошок, который используется в качестве суспендирующего агента в фармацевтических препаратах. В выпечке используется как разрыхлитель. Сульфит кальция используется в качестве отбеливателя при производстве бумаги и в качестве дезинфицирующего средства, силикат кальция используется в качестве армирующего агента в резине, а ацетат кальция является компонентом используется и используется для производства металлического мыла и синтетических смол.

Кальций входит в Список основных лекарственных средств Всемирной организации здравоохранения.

Источники питания

К продуктам, богатым кальцием, брон молочные продукты, такие как йогурт и сыр, сардины, лосось, соевые продукты, капуста и обогащенные сухие завтраки.

Из-за долгосрочных побочных эффектов, включая кальцификацию артерий и камни в почках, оба Институт медицины (IOM) США и Европейское управление по безопасности пищевых продуктов (EFSA) установило допустимые верхние уровни потребления (UL) для комбинированного диетического и дополнительного кальция. Согласно МОМ, люди в возрасте 9–18 лет не должны содержать комбинированное потребление 3 г / день; в возрасте 19–50 лет — не более 2,5 г / день; для возраста 51 года и старше — не более 2 г / день. EFSA установило UL для всех взрослых на уровне 2,5 г / день, но решило, что для детей и подростков недостаточно определения UL.

Биологическая и патологическая роль

Суточные рекомендации по кальции с поправкой на возраст (из США Институт медицины RDAs)

Возраст	Кальций (мг / день)
1-3 года	700
4-8 лет	1000
9–18 лет	1300
19–50 лет	1000
>51 год	1000
Беременность	1000
Лактация среди	1000

Общее потребление кальция с пищей взрослых (мг / день).

Функция

Кальций является важных элементов, необходимых в Большие количества. Ион Са действует как электролит и жизненно важен для здоровья мышечной, кровеносной и пищеварительной систем; незаменим для строительства костей; и поддерживает синтез и функцию клеток крови. Например, он регулирует сокращение мышц, нервную проводимость и свертывание крови. В результате уровень внутри- и внеклеточного кальция жестко регулируется организмом. Кальций может играть эту роль, потому что ионные Са образует стабильные координационные комплексы со многими органическими соединениями, особенно с белками ; он также образует соединения с широким диапазоном растворимости, позволяя формировать скелет.

Связывание

Ионы кальция могут образовывать комплекс с белками посредством связывания карбоксильных групп остатков глутаминовой кислоты или аспарагиновой кислоты ; путем взаимодействия с остатками фосфорилированного серина, тирозина или треонина ; или будучи хелатированным γ-карбоксилированными аминокислотными остатками. Трипсин, пищеварительный фермент, использует первый метод; остеокальцин, белок костного матрикса, использует третий. Некоторые другие белки костного матрикса, такие как остеопонтин и костный сиалопротеин, используют как первый, так и второй. Прямая активация ферментов связыванием кальция является обычным явлением; некоторые другие ферменты активируются нековалентной связью с ферментами прямого связывания кальция. Кальций также связывается со слоем фосфолипидов на клеточной мембране, закрепляя белки, связанные с поверхностью клетки.

Растворимость

В качестве примера широкий диапазон растворимости соединений кальция, монокальцийфосфат очень растворим в воде, 85% внеклеточного кальция представляет собой дикальцийфосфат с растворимостью 2,0 мМ и гидроксиапатит костей в органической матрице — это трикальцийфосфат в концентрации 100 мкМ.

Питание

Кальций является обычным компонентом поливитаминов. диетические добавки, но состав комплексов кальция в добавках может влиять на их биодоступность, которая зависит от растворимости задействованной соли: цитрат кальция, малат, и лактат имеют высокую биодоступность, а оксалат — меньше. Другие препараты кальция включают карбонат кальция, малат цитрата кальция и глюконат кальция. Кишечник поглощает около одной трети потребляемого кальция в виде свободных ионов, а затем уровень кальция в плазме регулируется почками.

Гормональная регуляция образования костей и уровни сыворотки

Паратироидный гормон и витамин D способствуют формированию костной ткани за счет всего за счет ускоренного обновления костной ткани, не влияя на массу костной ткани или содержания минералов. Когда уровень кальция в плазме падает, рецепторы клеточной поверхности активируются и происходит секреция паратироидного гормона; Затем он стимулирует поступление кальция в пул плазмы, забирает его из целевых клеток, кишечника и кишечника, при этом костеобразующее действие паратироидного гормона антагонизируется кальцитонином, секреция которого увеличивается с повышением уровня кальция в плазме.

Аномальные уровни в сыворотке

Избыточное потребление кальция может вызвать гиперкальциемию. Однако, поскольку кальций абсорбируется кишечником довольно неэффективно, высокий уровень кальция в сыворотке, скорее всего, вызван чрезмерной секрецией паратироидного гормона (ПТГ) или, возможно, чрезмерным потреблением витамина D, которые способствуют усвоению кальция. Все эти условия приводят к тому, что избыток солей кальция откладывается в сердце, кровеносных сосудах или почках. Симптомы включают анорексию, тошноту, рвоту, потерю памяти, спутанность сознания, мышечную слабость, учащенное мочеиспускание, обезвоживание и метаболические заболевания костей. Хроническая гиперкальциемия обычно приводит к кальцификации мягких тканей и ее серьезным последствиям: например, кальцификация может вызвать потерю эластичности сосудистых стенок и нарушение ламинарного кровотока — и, следовательно, разрыв бляшки и тромбоз. И наоборот, недостаточное потребление кальция или витамина может привести к >вызываемой недостаточной секрецией паратироидного гормона или дефектными рецепторами ПТГ в клетках. Симптомы включают нервно-мышечную возбудимость, которая вызывает тетанию и нарушение проводимости сердечной ткани.

Камни в почках

Чрезмерное потребление кальция увеличивает риск камней в почках, болезненное состояние, развивающее в результате образования кристаллов оксалата кальция, оседающих в мочевыводящих путях.

Болезнь костей

кальций необходимого для развития костей, многие заболевания костей можно проследить до органического матрикс или гидроксиапатит в молекулярной структуре или организации кости. Остеопороз — это снижение содержания минералов в костях на единицу объема, и его можно лечить добавлением кальция, витамина D и бисфосфонатов. Недостаточное количество кальция, витамина D или фосфатов может привести к размягчению костей, что называется остеомаляция.

Безопасность

Металлический кальций

Кальций

Опасности
Пиктограммы GHS
Сигнальное слово GHS	Опасно
Краткая характеристика опасности GHS	H261
Меры предосторожности GHS	P231 + 232, P422
NFPA 704 (пожарный алмаз)	3 0 1 W

Экзотермически реагирует с водой и кислотами, металлический кальций, контакт с влагой тела, сильное разъедающее раздражение. При проглатывании металлический кальций оказывает такое же действие на ротовую полость, пищевод и желудок и может быть смертельным. Однако не известно, что длительное воздействие имеет явные побочные эффекты.

См. Также

Ссылки

Библиография

• Гринвуд, Норман Н. ; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 978-0-08-037941-8.
• Хлучан, Стивен Э.; Померанц, Кеннет. «Кальций и кальциевые сплавы». Энциклопедия промышленной химии Ульмана. Вайнхайм: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a04_515.pub2.

.

Кальций

— элемент 4-го периода и ПА-группы Периодической системы, порядковый номер 20. Электронная формула атома [

₁₈

Ar]4s

²

, степени окисления +2 и 0. Относится к щелочноземельным металлам. Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде. В природе —

шестой

по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаС0

₃

, СаО, цианамид кальция CaCN

₂

и др.). Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (

качественное обнаружение

).

Кальций Са

Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН)

₂

.Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод —

кальцийтермия

):

Получение

кальция в

промышленности

:

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО

Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Ca

²⁺

O

^2-

. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким

экзо-

эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН)

₂

, СаС

₂

и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение

СаО

в промышленности

— обжиг известняка (900-1200 °С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гидроксид кальция Са(ОН)

₂

Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са

²⁺

(ОН

^—

)

₂

. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше — в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са

²⁺

— пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаС0

₃

и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена. Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов — тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН)

₂


в промышленности

— гашение извести СаО (см. выше).

Глоссарий. Химия