This is a good article. Click here for more information.
Page semi-protected
Из Википедии, бесплатной энциклопедии
  (Перенаправлен с иона кальция )
Перейти к навигации Перейти к поиску
Эта статья о химическом элементе. Чтобы узнать об использовании кальция в качестве лекарства, см. Добавки кальция . Для использования в других целях, см Кальций (значения) .

Кальций,  20 Ca
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Кальций
Появлениетускло-серый, серебристый; с бледно-желтым оттенком [1]
Стандартный атомный вес A r, std (Ca) 40,078 (4) [2]
Кальций в периодической таблице
ВодородГелий
ЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеон
НатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргон
КалийКальцийСкандийТитанаВанадийХромМарганецУтюгКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптон
РубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийБанкаСурьмаТеллурЙодКсенон
ЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоМеркурий (элемент)ТаллийВестиВисмутПолонийАстатинРадон
ФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклиумКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБориумКалийМейтнерийДармштадтиумРентгенийКопернициумНихонийФлеровийМосковиумЛиверморийTennessineОганессон
Mg
↑
Ca
↓
Sr
калий ← кальций → скандий
Атомный номер ( Z )20
Группагруппа 2 (щелочноземельные металлы)
Периодпериод 4
Блокировать  s-блок
Электронная конфигурация[ Ar ] 4s 2
Электронов на оболочку2, 8, 8, 2
Физические свойства
Фаза на  СТПтвердый
Температура плавления1115  К (842 ° С, 1548 ° F)
Точка кипения1757 К (1484 ° С, 2703 ° F)
Плотность (около  rt )1,55 г / см 3
в жидком состоянии (при  температуре плавления )1,378 г / см 3
Теплота плавления8,54  кДж / моль
Теплота испарения154,7 кДж / моль
Молярная теплоемкость25,929 Дж / (моль · К)
Давление газа
P  (Па)1101001 к10 тыс.100 тыс.
при  T  (K)8649561071122714431755
Атомные свойства
Состояния окисления+1, [3] +2 (сильно основной оксид)
ЭлектроотрицательностьШкала Полинга: 1,00
Энергии ионизации
  • 1-я: 589,8 кДж / моль
  • 2-я: 1145,4 кДж / моль
  • 3-я: 4912,4 кДж / моль
  • ( больше )
Радиус атомаэмпирический: 197  пм
Ковалентный радиус176 ± 10 часов вечера
Радиус Ван-дер-Ваальса231 вечера
Спектральные линии кальция
Прочие свойства
Естественное явлениеизначальный
Кристальная структурагранецентрированной кубической (ГЦК)
Скорость звука тонкого стержня3810 м / с (при 20 ° C)
Термическое расширение22,3 мкм / (м⋅K) (при 25 ° C)
Теплопроводность201 Вт / (м⋅K)
Удельное электрическое сопротивление33,6 нОм⋅м (при 20 ° C)
Магнитный заказдиамагнитный
Молярная магнитная восприимчивость+40,0 × 10 −6  см 3 / моль [4]
Модуль для младших20 ГПа
Модуль сдвига7,4 ГПа
Объемный модуль17 ГПа
коэффициент Пуассона0,31
Твердость по шкале Мооса1,75
Твердость по Бринеллю170–416 МПа
Количество CAS7440-70-2
История
Открытие и первая изоляцияХэмфри Дэви (1808)
Основные изотопы кальция
ИзотопИзбытокПериод полураспада ( t 1/2 )Режим распадаПродукт
40 Ca96,941%стабильный
41 Caслед9,94 × 10 4  гε41 К
42 Ca0,647%стабильный
43 Ca0,135%стабильный
44 Ca2,086%стабильный
45 Caсин162,6 гβ -45 сбн
46 Ca0,004%стабильный
47 Caсин4,5 днβ -47 сбн
γ-
48 Ca0,187%6,4 × 10 19  летβ - β -48 Ti
Category Категория: Кальций
  • Посмотреть
  • говорить
  • редактировать
| Рекомендации

Кальций - это химический элемент с символом Са и атомным номером 20. Как щелочноземельный металл , кальций является химически активным металлом, который при контакте с воздухом образует темный оксидно-нитридный слой. Его физические и химические свойства наиболее близки к его более тяжелым гомологам стронцию и барию . Это пятый по содержанию элемент в земной коре и третий по содержанию металл после железа и алюминия . Наиболее распространенное соединение кальция на Земле - 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 », который получали при нагревании известняка.

Некоторые соединения кальция были известны древним, хотя их химический состав был неизвестен до семнадцатого века. Чистый кальций был выделен в 1808 году путем электролиза его оксида Хамфри Дэви , который назвал этот элемент. Соединения кальция широко используются во многих отраслях промышленности: в пищевой и фармацевтической промышленности для добавления кальция , в бумажной промышленности в качестве отбеливателей, в качестве компонентов цемента и электрических изоляторов, а также при производстве мыла. С другой стороны, металл в чистом виде имеет мало применений из-за его высокой реакционной способности; тем не менее, в небольших количествах 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 организме человека . [5] Как электролиты , ионы кальция играют жизненно важную роль в физиологических и биохимических процессах организмов и клеток : в путях передачи сигналов, где они действуют как вторичные посредники ; в высвобождении нейромедиаторов из нейронов ; в сокращении всех типов мышечных клеток; как кофакторы многих ферментов ; и в оплодотворении . [5] Ионы кальция вне клеток важны для поддержанияразность потенциалов через возбудимые клеточные мембраны , синтез белка и формирование костей. [5] [6]

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, расположенных в электронной конфигурации [Ar] 4s 2 . Как и другие элементы , расположенные в группе 2 периодической таблицы, кальций имеет два валентных электрона во внешнем S-орбитальные, которые очень легко потеряны в химических реакциях с образованием dipositive иона с конфигурацией стабильным электроном благородного газа , в этом чехол аргон . Следовательно, кальций почти всегда двухвалентен.в его соединениях, которые обычно являются ионными . Гипотетические одновалентные соли кальция были бы стабильны по отношению к своим элементам, но не к диспропорционированию по отношению к двухвалентным солям и металлическому кальцию, потому что энтальпия образования MX 2 намного выше, чем энтальпия образования гипотетического MX. Это происходит из-за гораздо большей энергии решетки, которую обеспечивает более заряженный катион Ca 2+ по сравнению с гипотетическим катионом Ca + . [7]

Кальций, стронций, барий и радий всегда считаются щелочноземельными металлами ; более легкий бериллий и магний , также входящие в группу 2 периодической таблицы, также часто включаются. Тем не менее, бериллий и магний значительно отличаются от других членов группы по своему физическому и химическому поведению: они ведут себя больше как алюминий и цинк соответственно и имеют более слабый металлический характер по сравнению с постпереходными металлами , поэтому традиционное определение из термина «щелочноземельный металл» их исключает. [8]Эта классификация в основном устарела в англоязычных источниках, но все еще используется в других странах, таких как Япония. [9] В результате сравнения со стронцием и барием более уместны для химии кальция, чем сравнения с магнием. [7]

Физический

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 гранецентрированной кубической структуре, как стронций; выше 450 ° C он изменяется на анизотропную гексагональную плотноупакованную структуру, подобную магнию. Его плотность 1,55 г / см 3 - самая низкая в своей группе. [7] Кальций тверже свинца, но его можно с усилием разрезать ножом. Хотя по объему кальций является более плохим проводником электричества, чем медь или алюминий , по массе он является лучшим проводником, чем оба из них, из-за очень низкой плотности. [10]Хотя кальций неприменим в качестве проводника для большинства наземных применений, поскольку он быстро реагирует с атмосферным кислородом, его использование как таковое в космосе было рассмотрено. [11]

Химическая

Структура полимерного центра [Ca (H 2 O) 6 ] 2+ в гидратированном хлориде кальция, иллюстрирующая высокое координационное число, типичное для комплексов кальция.

По химическому составу кальций является типичным тяжелым щелочноземельным металлом. Например, кальций самопроизвольно реагирует с водой быстрее, чем магний, и медленнее, чем стронций, с образованием гидроксида кальция и газообразного водорода. Оно также вступает в реакцию с кислородом и азотом в воздухе с образованием смеси оксида кальция и нитрид кальция . [12] При мелком измельчении он самопроизвольно сгорает на воздухе с образованием нитрида. В массе кальций менее реакционноспособен: он быстро образует гидратное покрытие во влажном воздухе, но при относительной влажности ниже 30% он может храниться неограниченное время при комнатной температуре. [13]

Помимо простого оксида CaO, пероксид CaO 2 может быть получен путем прямого окисления металлического кальция под высоким давлением кислорода, и есть некоторые свидетельства наличия желтого супероксида Ca (O 2 ) 2 . [14] Гидроксид кальция, Ca (OH) 2 , является сильным основанием, хотя и не таким сильным, как гидроксиды стронция, бария или щелочных металлов. [15] Все четыре дигалогенида кальция известны. [16] Карбонат кальция (CaCO 3 ) и сульфат кальция (CaSO 4 ) являются особенно распространенными минералами. [17]Подобно стронцию и барию, а также щелочным металлам и двухвалентным лантаноидам европию и иттербию , металлический кальций растворяется непосредственно в жидком аммиаке с образованием темно-синего раствора. [7]

Из-за большого размера иона Ca 2+ часто встречаются высокие координационные числа, вплоть до 24 в некоторых интерметаллических соединениях, таких как CaZn 13 . [18] Кальций легко образует комплексы с хелатами кислорода, такими как ЭДТА и полифосфаты , которые используются в аналитической химии и удалении ионов кальция из жесткой воды . В отсутствие стерических препятствий катионы группы 2 меньшего размера имеют тенденцию к образованию более прочных комплексов, но когда задействованы большие полидентатные макроциклы , тенденция меняется на противоположную. [17]

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 были исследованы как возможные катализаторы . [19] [20] [21] [22] [23] Органокальциевые соединения имеют тенденцию быть более похожими на органо-эттербиевые соединения из-за схожих ионных радиусов Yb 2+ (102 мкм) и Ca 2+ (100 мкм). Большинство этих соединений можно получить только при низких температурах; объемные лиганды обычно способствуют стабильности. Так , например, кальций - ди - циклопентадиенилCa (C 5 H 5 ) 2 должен быть получен путем непосредственного взаимодействия металлического кальция с меркуроценом или самим циклопентадиеном ; замена лиганда C 5 H 5 более объемным лигандом C 5 (CH 3 ) 5, с другой стороны, увеличивает растворимость, летучесть и кинетическую стабильность соединения. [24]

Изотопы

Основная статья: Изотопы кальция

Природный кальций представляет собой смесь пяти стабильных изотопов ( 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca и 46 Ca) и одного изотопа с таким длительным периодом полураспада, что его можно считать стабильным для всех практических целей ( 48 Ca , с периодом полураспада около 4,3 × 10 19  лет). Кальций - первый (самый легкий) элемент, содержащий шесть изотопов природного происхождения. [12]

Безусловно, наиболее распространенным изотопом кальция в природе является 40 Ca, что составляет 96,941% всего природного кальция. Он образуется в процессе сжигания кремния из синтеза альфа-частиц и является самым тяжелым стабильным нуклидом с равным числом протонов и нейтронов; его появление также дополняется медленно распадом первобытной 40 K . Добавление еще одной альфа-частицы приводит к нестабильному 44 Ti, который быстро распадается в результате двух последовательных захватов электронов до стабильного 44 Ca; это составляет 2,806% всего природного кальция и является вторым по распространенности изотопом. Остальные четыре природных изотопа, 42 Ca, 43Ca, 46 Ca и 48 Ca встречаются значительно реже, каждый из них составляет менее 1% всего природного кальция. Четыре более легких изотопа в основном являются продуктами процессов сжигания кислорода и кремния, в то время как два более тяжелых изотопа образуются с помощью процессов захвата нейтронов . 46 Ca в основном производится в «горячем» s-процессе , так как для его образования требуется довольно высокий поток нейтронов, чтобы короткоживущий 45 Ca мог захватить нейтрон. 48 Са получают путем захвата электрона в г-процесса в типа Ia сверхновых , где высокий избыток нейтронов и достаточно низкой энтропии обеспечивает его выживание. [25][26]

46 Ca и 48 Ca - первые «классически стабильные» нуклиды с избытком в шесть или восемь нейтронов соответственно. Хотя 48 Ca чрезвычайно богат нейтронами для такого легкого элемента, он очень стабилен, потому что это дважды магическое ядро , имеющее 20 протонов и 28 нейтронов, расположенных в закрытых оболочках. Его бета-распад до 48 Sc очень затруднен из-за грубого несоответствия ядерных спинов : 48 Ca имеет нулевой ядерный спин, будучи четно-четным , в то время как 48 Sc имеет спин 6+, поэтому распад запрещен сохранением углового момента.. Хотя два возбужденных состояния 48 Sc также доступны для распада, они также запрещены из-за их высоких спинов. В результате, когда 48 Ca действительно распадается, он делает это путем двойного бета-распада до 48 Ti , являющегося самым легким нуклидом, который, как известно, подвергается двойному бета-распаду. [27] [28] Тяжелый изотоп 46 Ca также теоретически может подвергаться двойному бета-распаду до 46 Ti, но этого никогда не наблюдалось; самый легкий и самый распространенный изотоп 40 Ca также является дважды магическим и может подвергаться двойному захвату электрона до 40 Ar, но этого также никогда не наблюдалось. Кальций - единственный элемент, имеющий два изначальных дважды магических изотопа. Экспериментальные нижние пределы периодов полураспада 40 Ca и 46 Ca составляют 5,9 × 10 21  год и 2,8 × 10 15  лет соответственно. [27]

Помимо практически стабильного 48 Ca, самым долгоживущим радиоизотопом кальция является 41 Ca. Он распадается в результате захвата электрона до стабильной температуры 41 К с периодом полураспада около ста тысяч лет. Его существование в ранней Солнечной системе в качестве потухшего радионуклида было выведено из превышения 41 К: следы 41 Са все еще существуют сегодня, поскольку это космогенный нуклид , непрерывно преобразованный нейтронной активацией природного 40 Са. [26] Известно много других радиоизотопов кальция, от 35 до 60 Са.Ок. Все они намного короче, чем 41 Ca, наиболее стабильными среди них являются 45 Ca (период полураспада 163 дня) и 47 Ca (период полураспада 4,54 дня). Изотопы легче , чем 42 Ca обычно подвергаются бета - плюс распад изотопам калия, и те , тяжелее 44 Са , как правило , подвергаются бета - минус - распад в изотопы скандия , хотя вблизи капельных линий ядерных , эмиссия протонов и нейтронное излучение начинают значительные моды распада также. [27]

Как и в случае с другими элементами, относительное содержание изотопов кальция изменяют различные процессы. [29] Наиболее изученным из этих процессов является массовое фракционирование изотопов кальция, которое сопровождает осаждение минералов кальция, таких как кальцит , арагонит и апатит, из раствора. 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. Массовые различия в изотопном составе кальция условно выражаются соотношением двух изотопов (обычно 44 Ca / 40Ca) в образце по сравнению с таким же соотношением в стандартном эталонном материале. 44 Ca / 40 Ca колеблется примерно на 1% среди обычных материалов земли. [30]

История

Одна из статуй Айн Газаль , сделанная из известковой штукатурки.

Соединения кальция были известны тысячелетия, хотя их химический состав не был понят до 17 века. [31] Известь как строительный материал [32] и штукатурка для статуй использовалась еще примерно в 7000 году до нашей эры. [33] Первая датированная печь для обжига извести датируется 2500 годом до нашей эры и была найдена в Хафадже , Месопотамии . [34] [35] 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 гробницеТутанхамон . В древние римляне использовали вместо извести строительные растворы , изготовленные путем нагревания известняка (CaCO 3 ); само название «кальций» происходит от латинского слова calx «лайм». [31] Витрувий отметил, что полученная 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 не был признан древними римлянами как газ. [36]

В 1787 году Антуан Лавуазье подозревал, что известь может быть оксидом одного из основных химических элементов . 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), Alumine (оксид алюминия, оксид алюминия) и Silice (диоксид кремния, диоксид кремния)). Об этих «элементах» размышлял Лавуазье:

Мы, вероятно, пока знакомы только с частью металлических веществ, существующих в природе, поскольку все те, которые имеют более сильное сродство к кислороду, чем углерод, до сих пор не могут быть восстановлены до металлического состояния и, следовательно, остаются только представленные нашему наблюдению в виде оксидов, смешаны с землей. Весьма вероятно, что бариты, которые мы только что устроили с землями, находятся в этой ситуации; поскольку во многих 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 никаким до сих пор известным процессом. [37]

Кальций, вместе с его родственными соединениями магнием, стронцием и барием, был впервые выделен Хамфри Дэви в 1808 году. После работ Йонса Якоба Берцелиуса и Магнуса Мартина аф Понтина по электролизу Дэви выделил кальций и магний, добавив смесь соответствующих металлов. оксиды с оксидом ртути (II) 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. [31] [38]Однако чистый кальций не может быть получен в больших количествах этим методом, и работоспособный коммерческий процесс его производства был найден только спустя столетие. [36]

Возникновение и производство

Травертиновые террасы в Памуккале , Турция

При 3% кальций является пятым по распространенности элементом в земной коре и третьим по распространенности металлом после алюминия и железа . [31] Это также четвертый по численности элемент в горных районах Луны . [13] Осадочные отложения карбоната кальция пронизывают поверхность Земли в виде окаменелых останков прошлой морской жизни; они встречаются в двух формах: ромбоэдрический кальцит (более распространенный) и ромбический арагонит (образующийся в морях с более умеренным климатом). Минералы первого типа включают известняк , доломит , мрамор ,мел и исландский лонжерон ; Слои арагонита составляют бассейны Багамских островов , Флорида-Кис и Красного моря . Кораллы , морские раковины и жемчуг в основном состоят из карбоната кальция. Среди других важных минералов кальция - гипс (CaSO 4 · 2H 2 O), ангидрит (CaSO 4 ), флюорит (CaF 2 ) и апатит ([Ca 5 (PO 4 ) 3 F]). [31]

Основными производителями кальция являются Китай (примерно от 10 000 до 12 000 тонн в год), Россия (примерно от 6 000 до 8 000 тонн в год) и США (примерно от 2 000 до 4 000 тонн в год). Канада и Франция также входят в число второстепенных производителей. В 2005 году было произведено около 24000 тонн кальция; Около половины добываемого в мире кальция используется Соединенными Штатами, при этом около 80% производимой продукции используется каждый год. [11] В России и Китае метод электролиза Дэви все еще используется, но вместо этого применяется к расплавленному хлориду кальция . [11]Поскольку кальций менее реакционноспособен, чем стронций или барий, оксидно-нитридное покрытие, которое образует воздух, является стабильным, и токарная обработка и другие стандартные металлургические методы подходят для кальция. [39] В Соединенных Штатах и ​​Канаде кальций вместо этого получают путем восстановления извести алюминием при высоких температурах. [11]

Геохимический цикл

Основная статья: Карбонатно-силикатный цикл

Цикл кальция обеспечивает связь между тектоникой , климатом и углеродным циклом . Проще говоря, поднятие гор подвергает кальцийсодержащие породы химическому выветриванию и высвобождает Ca 2+ 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 встраивается в новые породы. Растворенный CO 2 вместе с ионами карбоната и бикарбоната называют « растворенным неорганическим углеродом » (DIC). [40]

Фактическая реакция более сложная и включает в себя бикарбонат-ион (HCO-
3), который образуется, когда CO 2 реагирует с водой при pH морской воды :

Ca2+
+ 2 HCO-
3→ CaCO3( s ) + CO
2+ H
2О

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 . [41] В результате каждый ион Ca 2+, высвобождаемый в результате химического выветривания, в конечном итоге удаляет одну молекулу CO 2 из поверхностной системы (атмосфера, океан, почвы и живые организмы), сохраняя ее в карбонатных породах, где она может оставаться в течение сотен. миллионов лет. Выветривание кальция из горных пород, таким образом, вымывает CO 2 из океана и атмосферы, оказывая сильное долгосрочное воздействие на климат. [40] [42]

Использует

См. Также: Добавка кальция.

Наибольшее применение металлический кальций используется в сталеплавильном производстве из-за его сильного химического сродства к кислороду и сере . Его оксиды и сульфиды, однажды образовавшись, дают жидкий алюминат извести и сульфидные включения в стали, которые всплывают; при обработке эти включения рассеиваются по всей стали и становятся мелкими и сферическими, улучшая литье, чистоту и общие механические свойства. Кальций также используется в необслуживаемых автомобильных батареях , в которых использование 0,1% сплавов кальция и свинца вместо обычных сплавов сурьмы и свинца приводит к снижению потерь воды и снижению саморазряда. Из-за риска расширения и растрескивания алюминийиногда также включается в эти сплавы. Эти свинцово-кальциевые сплавы также используются в литье, заменяя сплавы свинец-сурьма. [43] Кальций также используется для упрочнения алюминиевых сплавов, используемых в подшипниках, для контроля содержания углерода графита в чугуне и для удаления примесей висмута из свинца. [39] Металлический кальций содержится в некоторых очистителях канализации, где он генерирует тепло и гидроксид кальция, который омыляет жиры и разжижает белки (например, содержащиеся в волосах), блокирующие стоки. [44] Помимо металлургии, реакционная способность кальция используется для удаления азота из высокочистых материалов.газообразный аргон и как поглотитель кислорода и азота. Он также используется в качестве восстановителя при производстве хрома , циркония , тория и урана . Его также можно использовать для хранения газообразного водорода, поскольку он реагирует с водородом с образованием твердого гидрида кальция , из которого водород можно легко повторно извлечь. [39]

Фракционирование изотопов кальция во время образования минералов привело к нескольким применениям изотопов кальция. В частности, 1997 наблюдения Skulan и DePaolo [45] , что кальциевые минералы изотопно легче , чем растворы , из которых осадок минералов основа аналогичных применений в медицине , так и в paleooceanography. У животных со скелетом, минерализованным кальцием, изотопный состав кальция мягких тканей отражает относительную скорость образования и растворения скелетных минералов. Было показано, что у людей изменения изотопного состава кальция в моче связаны с изменениями минерального баланса костей. Когда скорость образования кости превышает скорость резорбции кости, 44 Са / 40Соотношение Са в мягких тканях повышается и наоборот. Из-за этой взаимосвязи измерения изотопного состава кальция в моче или крови могут быть полезны для раннего выявления метаболических заболеваний костей, таких как остеопороз . [46] Подобная система существует в морской воде, где 44 Ca / 40 Ca имеет тенденцию повышаться, когда скорость удаления Ca 2+ минеральными осадками превышает поступление нового кальция в океан. В 1997 году Скулан и ДеПаоло представили первое свидетельство изменения 44 Ca / 40 Ca в морской воде в течение геологического времени, а также теоретическое объяснение этих изменений. Более поздние публикации подтвердили это наблюдение, продемонстрировав, что в морской воде Ca 2+концентрация не постоянна, и океан никогда не находится в «устойчивом состоянии» в отношении поступления и вывода кальция. Это имеет важные климатологические последствия, поскольку морской цикл кальция тесно связан с углеродным циклом . [47] [48]

Многие соединения кальция используются, в частности, в пищевых продуктах, в качестве фармацевтических препаратов и в медицине. Так , например, кальций и фосфор дополняются в пищевых продуктах путем добавления лактата кальция , дифосфат кальция и трикальцийфосфат . Последний также используется в качестве полирующего средства в зубных пастах и антацидах . Лактобионат кальция - это белый порошок, который используется в качестве суспендирующего агента для фармацевтических препаратов. В выпечке монофосфат кальция используется как разрыхлитель . Сульфит кальция используется как отбеливатель при производстве бумаги и как дезинфицирующее средство, силикат кальция.используется в качестве армирующего агента в резине, а ацетат кальция является компонентом известковой канифоли и используется для изготовления металлических мыл и синтетических смол. [43]

Кальций включен в Список основных лекарственных средств Всемирной организации здравоохранения . [49]

Источники питания

Продукты, богатые кальцием, включают молочные продукты , такие как йогурт и сыр , сардины , лосось , соевые продукты, капусту и обогащенные хлопья для завтрака . [6]

Из-за опасений по поводу долгосрочных неблагоприятных побочных эффектов, включая кальцификацию артерий и почечных камней , Институт медицины США (IOM) и Европейское управление по безопасности пищевых продуктов (EFSA) установили допустимые верхние уровни потребления (UL) для комбинированного питания и пищевых добавок. кальций. Согласно IOM, люди в возрасте 9–18 лет не должны превышать 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. [50] EFSA установило UL для всех взрослых на уровне 2,5 г / день, но решило, что информации для детей и подростков недостаточно для определения UL. [51]

Биологическая и патологическая роль

Основная статья: Кальций в биологии
Age-adjusted daily calcium recommendations (from U.S. Institute of Medicine RDAs)[52]
AgeCalcium (mg/day)
1–3 years700
4–8 years1000
9–18 years1300
19–50 years1000
>51 years1000
Pregnancy1000
Lactation1000
Global dietary calcium intake among adults (mg/day).[53]
  <400
  400–500
  500–600
  600–700
  700–800
  800–900
  900–1000
  >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][54]

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. 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.[55]

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.[55]

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.[55]

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. 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.[55]

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.[55]

Safety

Metallic calcium

Calcium
Hazards
GHS pictograms
GHS Signal wordDanger
GHS hazard statements
H261
GHS precautionary statements
P231+232, P422[56]
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.[57] When swallowed, calcium metal has the same effect on the mouth, oesophagus, and stomach, and can be fatal.[44] However, long-term exposure is not known to have distinct adverse effects.[57]

See also

References

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 112. ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. ^ Meija, Juris; et al. (2016). "Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)". Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.
  3. ^ Krieck, Sven; Görls, Helmar; Westerhausen, Matthias (2010). "Mechanistic Elucidation of the Formation of the Inverse Ca(I) Sandwich Complex [(thf)3Ca(μ-C6H3-1,3,5-Ph3)Ca(thf)3] and Stability of Aryl-Substituted Phenylcalcium Complexes". Journal of the American Chemical Society. 132 (35): 12492–12501. doi:10.1021/ja105534w. PMID 20718434.
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. pp. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
  5. ^ a b c d e f g h i j "Calcium". Linus Pauling Institute, Oregon State University, Corvallis, Oregon. 1 September 2017. Retrieved 31 August 2019.
  6. ^ a b c d "Calcium: Fact Sheet for Health Professionals". Office of Dietary Supplements, US National Institutes of Health. 9 July 2019. Retrieved 31 August 2019.
  7. ^ a b c d Greenwood and Earnshaw, pp. 112–3
  8. ^ Parish, R. V. (1977). The Metallic Elements. London: Longman. p. 34. ISBN 978-0-582-44278-8.
  9. ^ Fukuma, Chihito (2013). 福間の無機化学の講義 三訂版 (in Japanese). 株式会社 旺文社. p. 126. ISBN 9784010340172.
  10. ^ Ropp, Richard C. (31 December 2012). Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. pp. 12–5. ISBN 978-0-444-59553-9.
  11. ^ a b c d Hluchan and Pomerantz, p. 484
  12. ^ a b C. R. Hammond The elements (p. 4–35) in Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
  13. ^ a b Hluchan and Pomerantz, p. 483
  14. ^ Greenwood and Earnshaw, p. 119
  15. ^ Greenwood and Earnshaw, p. 121
  16. ^ Greenwood and Earnshaw, p. 117
  17. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 122–5
  18. ^ Greenwood and Earnshaw, p. 115
  19. ^ Harder, S.; Feil, F.; Knoll, K. (2001). "Novel Calcium Half-Sandwich Complexes for the Living and Stereoselective Polymerization of Styrene". Angew. Chem. Int. Ed. 40 (22): 4261–4264. doi:10.1002/1521-3773(20011119)40:22<4261::AID-ANIE4261>3.0.CO;2-J. PMID 29712082.
  20. ^ Crimmin, Mark R.; Casely, Ian J.; Hill, Michael S. (2005). "Calcium-Mediated Intramolecular Hydroamination Catalysis". Journal of the American Chemical Society. 127 (7): 2042–2043. doi:10.1021/ja043576n. PMID 15713071.
  21. ^ Jenter, Jelena; Köppe, Ralf; Roesky, Peter W. (2011). "2,5-Bis{N-(2,6-diisopropylphenyl)iminomethyl}pyrrolyl Complexes of the Heavy Alkaline Earth Metals: Synthesis, Structures, and Hydroamination Catalysis". Organometallics. 30 (6): 1404–1413. doi:10.1021/om100937c.
  22. ^ Arrowsmith, Merle; Crimmin, Mark R.; Barrett, Anthony G. M.; Hill, Michael S.; Kociok-Köhn, Gabriele; Procopiou, Panayiotis A. (2011). "Cation Charge Density and Precatalyst Selection in Group 2-Catalyzed Aminoalkene Hydroamination". Organometallics. 30 (6): 1493–1506. doi:10.1021/om101063m.
  23. ^ Penafiel, J.; Maron, L.; Harder, S. (2014). "Early Main Group Metal Catalysis: How Important is the Metal?". Angew. Chem. Int. Ed. 54 (1): 201–206. doi:10.1002/anie.201408814. PMID 25376952.
  24. ^ Greenwood and Earnshaw, pp. 136–7
  25. ^ Cameron, A. G. W. (1973). "Abundance of the Elements in the Solar System" (PDF). Space Science Reviews. 15 (1): 121–146. Bibcode:1973SSRv...15..121C. doi:10.1007/BF00172440. S2CID 120201972.
  26. ^ a b Clayton, Donald (2003). Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium. Cambridge University Press. pp. 184–198. ISBN 9780521530835.
  27. ^ a b c Audi, G.; Kondev, F. G.; Wang, M.; Huang, W. J.; Naimi, S. (2017). "The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties" (PDF). Chinese Physics C. 41 (3): 030001. Bibcode:2017ChPhC..41c0001A. doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001.
  28. ^ Arnold, R.; et al. (NEMO-3 Collaboration) (2016). "Measurement of the double-beta decay half-life and search for the neutrinoless double-beta decay of 48Ca with the NEMO-3 detector". Physical Review D. 93 (11): 112008. arXiv:1604.01710. Bibcode:2016PhRvD..93k2008A. doi:10.1103/PhysRevD.93.112008. S2CID 55485404.
  29. ^ Russell, W. A.; Papanastassiou, D. A.; Tombrello, T. A. (1978). "Ca isotope fractionation on the earth and other solar system materials". Geochim Cosmochim Acta. 42 (8): 1075–90. Bibcode:1978GeCoA..42.1075R. doi:10.1016/0016-7037(78)90105-9.
  30. ^ Skulan, J.; Depaolo, D. J. (1999). "Calcium isotope fractionation between soft and mineralized tissues as a monitor of calcium use in vertebrates". Proc Natl Acad Sci USA. 96 (24): 13709–13. Bibcode:1999PNAS...9613709S. doi:10.1073/pnas.96.24.13709. PMC 24129. PMID 10570137.
  31. ^ a b c d e Greenwood and Earnshaw, p. 108
  32. ^ Miller, M. Michael. "Commodity report:Lime" (PDF). United States Geological Survey. Retrieved 2012-03-06.
  33. ^ Garfinkel, Yosef (1987). "Burnt Lime Products and Social Implications in the Pre-Pottery Neolithic B Villages of the Near East". Paléorient. 13 (1): 69–76. doi:10.3406/paleo.1987.4417. JSTOR 41492234.
  34. ^ Williams, Richard (2004). Lime Kilns and Lime Burning. p. 4. ISBN 978-0-7478-0596-0.
  35. ^ Oates, J. A. H (2008-07-01). Lime and Limestone: Chemistry and Technology, Production and Uses. ISBN 978-3-527-61201-7.
  36. ^ a b Weeks, Mary Elvira; Leichester, Henry M. (1968). Discovery of the Elements. Easton, PA: Journal of Chemical Education. pp. 505–10. ISBN 978-0-7661-3872-8. LCCN 68-15217.
  37. ^ page 218 of: Lavoisier with Robert Kerr, trans., Elements of Chemistry, 4th ed. (Edinburgh, Scotland: William Creech, 1799). (The original passage appears in: Lavoisier, Traité Élémentaire de Chimie, (Paris, France: Cuchet, 1789), vol. 1, p. 174.)
  38. ^ Davy, H. (1808). "Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia". Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 98: 333–70. Bibcode:1808RSPT...98..333D. doi:10.1098/rstl.1808.0023.
  39. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, p. 110
  40. ^ a b Berner, Robert (2003). "The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition". Nature. 426 (6964): 323–326. Bibcode:2003Natur.426..323B. doi:10.1038/nature02131. PMID 14628061. S2CID 4420185.
  41. ^ Zeebe (2006). "Marine carbonate chemistry". National Council for Science and the Environment. Retrieved 2010-03-13.
  42. ^ Walker, James C. G.; Hays, P. B.; Kasting, J. F. (1981-10-20). "A negative feedback mechanism for the long-term stabilization of Earth's surface temperature". Journal of Geophysical Research: Oceans. 86 (C10): 9776–9782. Bibcode:1981JGR....86.9776W. doi:10.1029/JC086iC10p09776. ISSN 2156-2202.
  43. ^ a b Hluchan and Pomerantz, pp. 485–7
  44. ^ a b Rumack BH. POISINDEX. Information System Micromedex, Inc., Englewood, CO, 2010; CCIS Volume 143. Hall AH and Rumack BH (Eds)
  45. ^ Skulan, J.; Depaolo, D. J.; Owens, T. L. (June 1997). "Biological control of calcium isotopic abundances in the global calcium cycle". Geochimica et Cosmochimica Acta. 61 (12): 2505–10. Bibcode:1997GeCoA..61.2505S. doi:10.1016/S0016-7037(97)00047-1.
  46. ^ Skulan, J.; Bullen, T.; Anbar, A. D.; Puzas, J. E.; Shackelford, L.; Leblanc, A.; Smith, S. M. (2007). "Natural calcium isotopic composition of urine as a marker of bone mineral balance" (PDF). Clinical Chemistry. 53 (6): 1155–1158. doi:10.1373/clinchem.2006.080143. PMID 17463176. Archived from the original (PDF) on 2011-11-22. Retrieved 2011-06-12.
  47. ^ Fantle, M.; Depaolo, D. (2007). "Ca isotopes in carbonate sediment and pore fluid from ODP Site 807A: The Ca2+(aq)–calcite equilibrium fractionation factor and calcite recrystallization rates in Pleistocene sediments". Geochim Cosmochim Acta. 71 (10): 2524–2546. Bibcode:2007GeCoA..71.2524F. doi:10.1016/j.gca.2007.03.006.
  48. ^ Griffith, Elizabeth M.; Paytan, Adina; Caldeira, Ken; Bullen, Thomas; Thomas, Ellen (2008). "A Dynamic marine calcium cycle during the past 28 million years". Science. 322 (12): 1671–1674. Bibcode:2008Sci...322.1671G. doi:10.1126/science.1163614. PMID 19074345. S2CID 206515318.
  49. ^ World Health Organization (2019). World Health Organization model list of essential medicines: 21st list 2019. Geneva: World Health Organization. hdl:10665/325771. WHO/MVP/EMP/IAU/2019.06. License: CC BY-NC-SA 3.0 IGO.
  50. ^ Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium; Ross, A. C.; Taylor, C. L.; Yaktine, A. L.; Del Valle, H. B. (2011). Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D, Chapter 6 Tolerable Upper Intake Levels pages 403–456. Washington, D.C: National Academies Press. doi:10.17226/13050. ISBN 978-0-309-16394-1. PMID 21796828.
  51. ^ Tolerable Upper Intake Levels For Vitamins And Minerals (PDF), European Food Safety Authority, 2006
  52. ^ Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium; Ross, A. C.; Taylor, C. L.; Yaktine, A. L.; Del Valle, H. B. (2011). Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D, Chapter 5 Dietary Reference Intakes pages 345-402. Washington, D.C: National Academies Press. doi:10.17226/13050. ISBN 978-0-309-16394-1. PMID 21796828.
  53. ^ Balk EM, Adam GP, Langberg VN, Earley A, Clark P, Ebeling PR, Mithal A, Rizzoli R, Zerbini CA, Pierroz DD, Dawson-Hughes B (December 2017). "Global dietary calcium intake among adults: a systematic review". Osteoporosis International. 28 (12): 3315–3324. doi:10.1007/s00198-017-4230-x. PMC 5684325. PMID 29026938.
  54. ^ Sosa Torres, Martha; Kroneck, Peter M.H; "Introduction: From Rocks to Living Cells" pp 1-32 in "Metals, Microbes and Minerals: The Biogeochemical Side of Life" (2021) pp xiv + 341. Walter de Gruyter, Berlin. Editors Kroneck, Peter M.H. and Sosa Torres, Martha. DOI 10.1515/9783110589771-001
  55. ^ a b c d e Hluchan and Pomerantz, pp. 489–94
  56. ^ "Calcium turnings, 99% trace metals basis". Sigma-Aldrich. Retrieved 2019-01-11.
  57. ^ a b Hluchan and Pomerantz, pp. 487–9

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.