Kalsium -Calcium

Kalsium,  ₂₀ Ca

Kalsium
Utseende	matt grå, sølv; med en blek gul fargetone
Standard atomvekt A r °(Ca)
Kalsium i det periodiske systemet
Hydrogen Helium Litium Beryllium Bor Karbon Nitrogen Oksygen Fluor Neon Natrium Magnesium Aluminium Silisium Fosfor Svovel Klor Argon Kalium Kalsium Scandium Titanium Vanadium Krom Mangan Jern Kobolt Nikkel Kobber Sink Gallium Germanium Arsenikk Selen Brom Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybden Teknetium Ruthenium Rhodium Palladium Sølv Kadmium Indium Tinn Antimon Tellur Jod Xenon Cesium Barium Lantan Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platina Gull Kvikksølv (element) Tallium Lede Vismut Polonium Astatin Radon Francium Radium Aktinium Thorium Protactinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium California Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Mg ↑ Ca ↓ Sr kalium ← kalsium → skandium
Atomnummer ( Z )	20
Gruppe	gruppe 2 (jordalkaliske metaller)
Periode	periode 4
Blokkere	s-blokk
Elektronkonfigurasjon	[ Ar ] 4s 2
Elektroner per skall	2, 8, 8, 2
Fysiske egenskaper
Fase ved  STP	fast
Smeltepunkt	1115  K ​(842 °C, ​1548 °F)
Kokepunkt	1757 K ​(1484 °C, ​2703 °F)
Tetthet (nær  rt )	1,55 g/cm 3
når flytende (ved  mp )	1,378 g/cm 3
Fusjonsvarme	8,54  kJ/mol
Fordampningsvarme	154,7 kJ/mol
Molar varmekapasitet	25,929 J/(mol·K)
Damptrykk P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k ved  T  (K) 864 956 1071 1227 1443 1755
Atomegenskaper
Oksidasjonstilstander	+1, +2 (et sterkt basisk oksid)
Elektronegativitet	Pauling-skala: 1,00
Ioniseringsenergier
Atomradius	empirisk: 197  pm
Kovalent radius	176±10 pm
Van der Waals radius	231 pm
Spektrallinjer av kalsium
Andre eiendommer
Naturlig forekomst	primordial
Krystallstruktur	ansiktssentrert kubikk (fcc)
Lydhastighet tynn stang	3810 m/s (ved 20 °C)
Termisk ekspansjon	22,3 µm/(m⋅K) (ved 25 °C)
Termisk ledningsevne	201 W/(m⋅K)
Elektrisk resistivitet	33,6 nΩ⋅m (ved 20 °C)
Magnetisk bestilling	diamagnetisk
Molar magnetisk følsomhet	+40,0 × 10 −6  cm 3 /mol
Youngs modul	20 GPa
Skjærmodul	7,4 GPa
Bulkmodul	17 GPa
Giftforhold	0,31
Mohs hardhet	1,75
Brinell hardhet	170–416 MPa
CAS-nummer	7440-70-2
Historie
Oppdagelse og første isolasjon	Humphry Davy (1808)
Hovedisotoper av kalsium v e
Isotop Forfall overflod halveringstid ( t 1/2 ) modus produkt 40 Ca 96,941 % stabil 41 Ca spore 9,94 × 10 4  år ε 41 K 42 Ca 0,647 % stabil 43 Ca 0,135 % stabil 44 Ca 2,086 % stabil 45 Ca syn 162,6 d β − 45 Sc 46 Ca 0,004 % stabil 47 Ca syn 4,5 d β − 47 Sc γ – 48 Ca 0,187 % 6,4 × 10 19  år β − β − 48 Ti
Kategori: Kalsium utsikt snakke redigere | referanser

Kalsium er et kjemisk grunnstoff med symbolet Ca og atomnummer 20. Som et jordalkalimetall er kalsium et reaktivt metall som danner et mørkt oksid-nitridlag når det utsettes for luft. Dens fysiske og kjemiske egenskaper ligner mest på dens tyngre homologer strontium og barium . Det er det femte mest tallrike grunnstoffet i jordskorpen, og det tredje mest tallrike metallet, etter jern og aluminium . Den vanligste kalsiumforbindelsen på jorden er kalsiumkarbonat , funnet i kalkstein og de fossiliserte restene av tidlig sjøliv; gips , anhydritt , fluoritt og apatitt er også kilder til kalsium. Navnet stammer fra latin calx " kalk ", som ble hentet fra oppvarming av kalkstein.

Noen kalsiumforbindelser var kjent for de gamle, selv om kjemien deres var ukjent før det syttende århundre. Rent kalsium ble isolert i 1808 via elektrolyse av oksydet av Humphry Davy , som kalte elementet. Kalsiumforbindelser er mye brukt i mange industrier: i matvarer og legemidler for kalsiumtilskudd , i papirindustrien som blekemidler, som komponenter i sement og elektriske isolatorer, og i produksjon av såper. På den annen side har metallet i ren form få anvendelser på grunn av dets høye reaktivitet; likevel, i små mengder brukes den ofte som en legeringskomponent i stålproduksjon, og noen ganger, som en kalsium-bly-legering, til å lage bilbatterier.

Kalsium er det mest tallrike metallet og det femte mest tallrike elementet i menneskekroppen . Som elektrolytter spiller kalsiumioner (Ca ²⁺ ) en viktig rolle i de fysiologiske og biokjemiske prosessene til organismer og celler : i signaltransduksjonsveier hvor de fungerer som en andre budbringer ; i nevrotransmitterfrigjøring fra nevroner ; i sammentrekning av alle muskelcelletyper ; som kofaktorer i mange enzymer ; og ved befruktning . Kalsiumioner utenfor cellene er viktige for å opprettholde potensialforskjellen på tvers av eksitable cellemembraner , proteinsyntese og bendannelse.

Kjennetegn

Klassifisering

Kalsium er et veldig duktilt sølvfarget metall (noen ganger beskrevet som blekgult) hvis egenskaper ligner veldig på de tyngre elementene i gruppen, strontium , barium og radium . Et kalsiumatom har tjue elektroner, arrangert i elektronkonfigurasjonen [Ar]4s ² . Som de andre grunnstoffene plassert i gruppe 2 i det periodiske system, har kalsium to valenselektroner i den ytterste s-orbitalen, som lett går tapt i kjemiske reaksjoner for å danne et dipositivt ion med den stabile elektronkonfigurasjonen til en edelgass , i denne etui argon .

Derfor er kalsium nesten alltid toverdig i forbindelsene, som vanligvis er ioniske . Hypotetiske enverdige salter av kalsium vil være stabile med hensyn til deres elementer, men ikke i disproporsjoner til de toverdige salter og kalsiummetall, fordi entalpien for dannelse av MX ₂ er mye høyere enn for den hypotetiske MX. Dette skjer på grunn av den mye større gitterenergien som gis av det mer høyt ladede Ca ²⁺ -kationen sammenlignet med det hypotetiske Ca ⁺ -kationen.

Kalsium, strontium, barium og radium anses alltid for å være jordalkalimetaller ; de lettere beryllium og magnesium , også i gruppe 2 i det periodiske system, er ofte også inkludert. Ikke desto mindre skiller beryllium og magnesium seg betydelig fra de andre medlemmene av gruppen i deres fysiske og kjemiske oppførsel: de oppfører seg mer som henholdsvis aluminium og sink og har noe av den svakere metalliske karakteren til post-transition metaller , og det er derfor den tradisjonelle definisjonen av begrepet "jordalkalimetall" utelukker dem.

Fysiske egenskaper

Kalsiummetall smelter ved 842 °C og koker ved 1494 °C; disse verdiene er høyere enn for magnesium og strontium, nabometallene i gruppe 2. Det krystalliserer i det ansiktssentrerte kubiske arrangementet som strontium; over 450 °C, endres den til et anisotropisk sekskantet tettpakket arrangement som magnesium. Dens tetthet på 1,55 g/cm ³ er den laveste i gruppen.

Kalsium er hardere enn bly, men kan kuttes med en kniv med innsats. Mens kalsium er en dårligere leder av elektrisitet enn kobber eller aluminium etter volum, er det en bedre leder etter masse enn begge på grunn av dens svært lave tetthet. Mens kalsium er umulig som leder for de fleste terrestriske applikasjoner da det reagerer raskt med atmosfærisk oksygen, har bruken som sådan i verdensrommet blitt vurdert.

Kjemiske egenskaper

Strukturen til det polymere [Ca(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ -senteret i hydratisert kalsiumklorid, som illustrerer det høye koordinasjonstallet som er typisk for kalsiumkomplekser.

Kjemien til kalsium er den til et typisk tungt jordalkalimetall. For eksempel reagerer kalsium spontant med vann raskere enn magnesium og mindre raskt enn strontium for å produsere kalsiumhydroksid og hydrogengass. Det reagerer også med oksygenet og nitrogenet i luften og danner en blanding av kalsiumoksid og kalsiumnitrid . Når det er finfordelt, brenner det spontant i luft for å produsere nitrid. I bulk er kalsium mindre reaktivt: det danner raskt et fuktighetsbelegg i fuktig luft, men under 30 % relativ fuktighet kan det lagres på ubestemt tid ved romtemperatur.

Foruten det enkle oksidet CaO, kan peroksidet CaO ₂ lages ved direkte oksidasjon av kalsiummetall under høyt oksygentrykk, og det er noen bevis for et gult superoksid Ca(O ₂ ) ₂ . Kalsiumhydroksid, Ca(OH) ₂ , er en sterk base, selv om den ikke er like sterk som hydroksydene av strontium, barium eller alkalimetallene. Alle fire dihalogenider av kalsium er kjent. Kalsiumkarbonat (CaCO ₃ ) og kalsiumsulfat (CaSO ₄ ) er spesielt rikelig med mineraler. Som strontium og barium, samt alkalimetallene og de toverdige lantanidene europium og ytterbium , løses kalsiummetall opp direkte i flytende ammoniakk for å gi en mørkeblå løsning.

På grunn av den store størrelsen på kalsiumionet (Ca ²⁺ ), er høye koordinasjonstall vanlige, opptil 24 i noen intermetalliske forbindelser som CaZn ₁₃ . Kalsium er lett kompleksdannet av oksygenchelater som EDTA og polyfosfater , som er nyttige i analytisk kjemi og fjerning av kalsiumioner fra hardt vann . I fravær av sterisk hindring har mindre gruppe 2-kationer en tendens til å danne sterkere komplekser, men når store polydentate makrosykler er involvert, snus trenden.

Selv om kalsium er i samme gruppe som magnesium og organomagnesiumforbindelser er svært ofte brukt i hele kjemien, er organokalsiumforbindelser ikke like utbredt fordi de er vanskeligere å lage og mer reaktive, selv om de nylig har blitt undersøkt som mulige katalysatorer . Organokalsiumforbindelser har en tendens til å ligne mer på organoytterbiumforbindelser på grunn av de lignende ioniske radiene til Yb ²⁺ (102 pm) og Ca ²⁺ (100 pm).

De fleste av disse forbindelsene kan kun fremstilles ved lave temperaturer; voluminøse ligander har en tendens til å favorisere stabilitet. For eksempel må kalsiumdicyklopentadienyl _, Ca(C5H5 ₎ 2 _, fremstilles ved direkte å reagere kalsiummetall med mercurocen eller selve cyklopentadien ; å erstatte C ₅ H ₅ - liganden med den bulkere C ₅ (CH ₃ ) ₅ -liganden øker på den annen side forbindelsens løselighet, flyktighet og kinetiske stabilitet.

Isotoper

Naturlig kalsium er en blanding av fem stabile isotoper ( ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca og ⁴⁶ Ca) og en isotop med en halveringstid så lang at den kan anses som stabil for alle praktiske formål ( ⁴⁸ Ca , med en halveringstid på omtrent 4,3 × 10 ¹⁹  år). Kalsium er det første (letteste) grunnstoffet som har seks naturlig forekommende isotoper.

Den desidert vanligste isotopen av kalsium i naturen er ⁴⁰ Ca, som utgjør 96,941 % av alt naturlig kalsium. Den produseres i silisiumforbrenningsprosessen fra fusjon av alfapartikler og er den tyngste stabile nukliden med like proton- og nøytrontall; dens forekomst suppleres også sakte av forfallet av primordial ⁴⁰ K . Tilsetning av en annen alfa-partikkel fører til ustabil ⁴⁴ Ti, som raskt henfaller via to påfølgende elektronfangster til stabil ⁴⁴ Ca; dette utgjør 2,806 % av alt naturlig kalsium og er den nest vanligste isotopen.

De andre fire naturlige isotopene, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁶ Ca og ⁴⁸ Ca, er betydelig sjeldnere, og hver omfatter mindre enn 1 % av alt naturlig kalsium. De fire lettere isotopene er hovedsakelig produkter av oksygenforbrennings- og silisiumforbrenningsprosessene, og de to tyngre produseres via nøytronfangstprosesser . ⁴⁶ Ca produseres for det meste i en "varm" s-prosess , siden dannelsen krever en ganske høy nøytronfluks for å tillate kortvarig ⁴⁵ Ca å fange et nøytron. ⁴⁸ Ca produseres ved elektronfangst i r-prosessen i type Ia supernovaer , hvor høyt nøytronoverskudd og lav nok entropi sikrer overlevelsen.

⁴⁶ Ca og ⁴⁸ Ca er de første "klassisk stabile" nuklidene med henholdsvis seks nøytroner eller åtte nøytroner. Selv om det er ekstremt nøytronrik for et så lett element, er ⁴⁸ Ca veldig stabil fordi det er en dobbelt magisk kjerne , med 20 protoner og 28 nøytroner arrangert i lukkede skall. Dens beta-nedfall til ⁴⁸ Sc er svært hindret på grunn av den grove mismatchen av kjernefysisk spinn : ⁴⁸ Ca har null kjernefysisk spinn, og er jevn–jevn , mens ⁴⁸ Sc har spinn 6+, så forfallet er forbudt av bevaring av vinkelmomentum . Mens to eksiterte tilstander på ⁴⁸ Sc også er tilgjengelige for forfall, er de også forbudt på grunn av deres høye spinn. Som et resultat, når ⁴⁸ Ca forfaller, gjør det det ved dobbel beta-forfall til ⁴⁸ Ti i stedet, og er den letteste nukliden som er kjent for å gjennomgå dobbel beta-forfall.

Den tunge isotopen ⁴⁶ Ca kan også teoretisk gjennomgå dobbelt beta-nedbrytning til ⁴⁶ Ti også, men dette har aldri blitt observert. Den letteste og vanligste isotopen ⁴⁰ Ca er også dobbeltmagisk og kan gjennomgå dobbel elektronfangst til ⁴⁰ Ar , men dette har heller aldri blitt observert. Kalsium er det eneste grunnstoffet som har to primordiale dobbeltmagiske isotoper. De eksperimentelle nedre grensene for halveringstidene til ⁴⁰ Ca og ⁴⁶ Ca er henholdsvis 5,9 × 10 ²¹  år og 2,8 × 10 ¹⁵  år.

Bortsett fra den praktisk talt stabile ⁴⁸ Ca, er den lengstlevende radioisotopen av kalsium ⁴¹ Ca. Det forfaller ved elektronfangst til stabile ⁴¹ K med en halveringstid på rundt hundre tusen år. Dets eksistens i det tidlige solsystemet som en utdødd radionuklid har blitt utledet fra overskudd på ⁴¹ K: spor av ⁴¹ Ca eksisterer også i dag, ettersom det er en kosmogen nuklid , kontinuerlig reformert gjennom nøytronaktivering av naturlig ⁴⁰ Ca.

Mange andre kalsiumradioisotoper er kjent, fra ³⁵ Ca til ⁶⁰ Ca. De er alle mye kortere enn ⁴¹ Ca, den mest stabile blant dem er ⁴⁵ Ca (halveringstid 163 dager) og ⁴⁷ Ca (halveringstid 4,54 dager). Isotopene som er lettere enn ⁴² Ca gjennomgår vanligvis beta pluss nedbrytning til isotoper av kalium, og de tyngre enn ⁴⁴ Ca gjennomgår vanligvis beta minus forfall til isotoper av skandium , selv om nær de kjernefysiske drypplinjene begynner protonutslipp og nøytronutslipp å være betydelige forfallsmoduser også.

Som andre elementer endrer en rekke prosesser den relative overfloden av kalsiumisotoper. Den best studerte av disse prosessene er den masseavhengige fraksjoneringen av kalsiumisotoper som følger med utfelling av kalsiummineraler som kalsitt , aragonitt og apatitt fra løsning. Lettere isotoper er fortrinnsvis inkorporert i disse mineralene, og etterlater den omkringliggende løsningen beriket i tyngre isotoper i en størrelsesorden på omtrent 0,025% per atommasseenhet (amu) ved romtemperatur. Masseavhengige forskjeller i kalsiumisotopsammensetning uttrykkes konvensjonelt ved forholdet mellom to isotoper (vanligvis ⁴⁴ Ca/ ⁴⁰ Ca) i en prøve sammenlignet med det samme forholdet i et standard referansemateriale. ⁴⁴ Ca/ ⁴⁰ Ca varierer med omtrent 1 % blant vanlige jordmaterialer.

Historie

En av 'Ain Ghazal-statuene , laget av kalkgips

Kalsiumforbindelser var kjent i årtusener, selv om deres kjemiske sammensetning ikke ble forstått før på 1600-tallet. Kalk som byggemateriale og som gips til statuer ble brukt så langt tilbake som rundt 7000 f.Kr. Den første daterte kalkovnen dateres tilbake til 2500 f.Kr. og ble funnet i Khafajah , Mesopotamia .

Omtrent samtidig ble dehydrert gips (CaSO ₄ · 2H ₂ O) brukt i den store pyramiden i Giza . Dette materialet skulle senere bli brukt til gipset i graven til Tutankhamon . De gamle romerne brukte i stedet kalkmørtler laget ved oppvarming av kalkstein (CaCO ₃ ). Selve navnet "kalsium" stammer fra det latinske ordet calx "lime".

Vitruvius bemerket at kalken som ble resultatet var lettere enn den opprinnelige kalksteinen, og tilskrev dette til kokingen av vannet. I 1755 beviste Joseph Black at dette var på grunn av tapet av karbondioksid , som som en gass ikke hadde blitt anerkjent av de gamle romerne.

I 1789 mistenkte Antoine Lavoisier at kalk kan være et oksid av et grunnleggende kjemisk element . I sin tabell over grunnstoffene listet Lavoisier opp fem "saltbare jordarter" (dvs. malmer som kan fås til å reagere med syrer for å produsere salter ( salis = salt, på latin): chaux (kalsiumoksid), magnésie (magnesia, magnesiumoksid). ), barytt (bariumsulfat), aluminium (aluminiumoksyd, aluminiumoksyd) og silisium (silisiumdioksyd, silisiumdioksyd)). Om disse "elementene" resonnerte Lavoisier:

Sannsynligvis er vi foreløpig bare kjent med en del av de metalliske stoffene som finnes i naturen, ettersom alle de som har en sterkere affinitet til oksygen enn karbon besitter, hittil ikke er i stand til å bli redusert til en metallisk tilstand, og følgelig bare være presentert for vår observasjon i form av oksyder, forveksles med jordarter. Det er ekstremt sannsynlig at barytter, som vi nettopp har ordnet med jord, er i denne situasjonen; for i mange eksperimenter viser den egenskaper som nesten nærmer seg de til metalliske legemer. Det er til og med mulig at alle stoffene vi kaller jordarter bare kan være metalliske oksyder, irreduserbare ved en hvilken som helst hittil kjent prosess.

Kalsium, sammen med dets congener magnesium, strontium og barium, ble først isolert av Humphry Davy i 1808. Etter arbeidet til Jöns Jakob Berzelius og Magnus Martin af Pontin med elektrolyse , isolerte Davy kalsium og magnesium ved å tilsette en blanding av det respektive metallet oksider med kvikksølv(II)oksid på en platinaplate som ble brukt som anode, katoden var en platinatråd delvis nedsenket i kvikksølv. Elektrolyse ga deretter kalsium-kvikksølv og magnesium-kvikksølv amalgamer, og avdestillering av kvikksølvet ga metallet. Imidlertid kan rent kalsium ikke fremstilles i bulk ved denne metoden, og en brukbar kommersiell prosess for produksjonen ble ikke funnet før over et århundre senere.

Forekomst og produksjon

Travertinterrasser i Pamukkale , Tyrkia

Med 3% er kalsium det femte mest tallrike grunnstoffet i jordskorpen , og det tredje mest tallrike metallet bak aluminium og jern . Det er også det fjerde mest tallrike elementet i månehøylandet . Sedimentære kalsiumkarbonatavsetninger gjennomsyrer jordens overflate som fossiliserte rester av tidligere marint liv; de forekommer i to former, den romboedriske kalsitten (mer vanlig) og den ortorhombiske aragonitten (dannes i mer tempererte hav). Mineraler av den første typen inkluderer kalkstein , dolomitt , marmor , kritt og islandspar ; aragonitt-senger utgjør Bahamas , Florida Keys og Rødehavsbassengene . Koraller , havskjell og perler består for det meste av kalsiumkarbonat. Blant de andre viktige mineralene i kalsium er gips (CaSO ₄ ·2H ₂ O), anhydritt (CaSO ₄ ), fluoritt (CaF ₂ ) og apatitt ([Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ F]).

De største produsentene av kalsium er Kina (omtrent 10000 til 12000 tonn per år), Russland (omtrent 6000 til 8000 tonn per år) og USA (omtrent 2000 til 4000 tonn per år). Canada og Frankrike er også blant de mindre produsentene. I 2005 ble det produsert ca. 24000 tonn kalsium; omtrent halvparten av verdens ekstraherte kalsium brukes av USA, med omtrent 80 % av produksjonen som brukes hvert år.

I Russland og Kina brukes fortsatt Davys elektrolysemetode, men brukes i stedet på smeltet kalsiumklorid . Siden kalsium er mindre reaktivt enn strontium eller barium, er oksid-nitridbelegget som resulterer i luft stabilt og dreiebenkbearbeiding og andre standard metallurgiske teknikker er egnet for kalsium. I USA og Canada produseres kalsium i stedet ved å redusere kalk med aluminium ved høye temperaturer.

Geokjemisk sykling

Kalsiumsyklus gir en kobling mellom tektonikk , klima og karbonkretsløpet . Enkelt sagt utsetter fjellheving kalsiumholdige bergarter som noen granitter for kjemisk forvitring og frigjør Ca ²⁺ til overflatevann. Disse ionene transporteres til havet hvor de reagerer med oppløst CO ₂ for å danne kalkstein ( CaCO
₃), som igjen legger seg til havbunnen hvor den blir innlemmet i nye bergarter. Oppløst CO ₂ , sammen med karbonat- og bikarbonationer , kalles " oppløst uorganisk karbon " (DIC).

Selve reaksjonen er mer komplisert og involverer bikarbonationet (HCO⁻
₃) som dannes når CO ₂ reagerer med vann ved sjøvanns pH :

Ca²⁺
+ 2 HCO⁻
₃→ CaCO
_{3( s )} + CO
₂+ H
₂O

Ved pH i sjøvann omdannes mesteparten av CO ₂ umiddelbart tilbake til HCO⁻
₃. Reaksjonen resulterer i en netto transport av ett molekyl CO ₂ fra havet/atmosfæren til litosfæren . Resultatet er at hvert Ca ²⁺ -ion som frigjøres ved kjemisk forvitring til slutt fjerner ett CO ₂ -molekyl fra overflatesystemet (atmosfære, hav, jordsmonn og levende organismer), og lagrer det i karbonatbergarter der det sannsynligvis vil oppholde seg i hundrevis av millioner av år. Forvitringen av kalsium fra bergarter skrubber dermed CO ₂ fra havet og atmosfæren, og har en sterk langtidseffekt på klimaet.

Bruker

Den største bruken av metallisk kalsium er i stålproduksjon , på grunn av dens sterke kjemiske affinitet for oksygen og svovel . Dens oksider og sulfider, når de er dannet, gir flytende kalkaluminat og sulfidinneslutninger i stål som flyter ut; ved behandling spres disse inneslutningene gjennom stålet og blir små og sfæriske, noe som forbedrer støpeevnen, renheten og generelle mekaniske egenskaper. Kalsium brukes også i vedlikeholdsfrie bilbatterier , der bruk av 0,1 % kalsium - bly - legeringer i stedet for de vanlige antimon -bly-legeringene fører til lavere vanntap og lavere selvutladning.

På grunn av risikoen for ekspansjon og sprekkdannelse, er aluminium noen ganger også inkorporert i disse legeringene. Disse bly-kalsium-legeringene brukes også i støping, og erstatter bly-antimon-legeringer. Kalsium brukes også til å styrke aluminiumslegeringer som brukes til lagre, for kontroll av grafittisk karbon i støpejern og for å fjerne vismuturenheter fra bly. Kalsiummetall finnes i noen avløpsrensere, der det fungerer for å generere varme og kalsiumhydroksid som forsåper fettet og flyter proteinene (for eksempel de i håret) som blokkerer avløp.

Foruten metallurgi, utnyttes reaktiviteten til kalsium for å fjerne nitrogen fra argongass med høy renhet og som en getter for oksygen og nitrogen. Det brukes også som et reduksjonsmiddel i produksjonen av krom , zirkonium , thorium og uran . Den kan også brukes til å lagre hydrogengass, da den reagerer med hydrogen og danner fast kalsiumhydrid , som hydrogenet lett kan ekstraheres fra.

Kalsiumisotopfraksjonering under mineraldannelse har ført til flere anvendelser av kalsiumisotoper. Spesielt observasjonen fra Skulan og DePaolo fra 1997 om at kalsiummineraler er isotopisk lettere enn løsningene som mineralene utfelles fra, er grunnlaget for analoge anvendelser innen medisin og i paleoceanografi. Hos dyr med skjeletter mineralisert med kalsium, gjenspeiler kalsiumisotopsammensetningen av bløtvev den relative hastigheten for dannelse og oppløsning av skjelettmineral.

Hos mennesker har endringer i kalsiumisotopsammensetningen av urin vist seg å være relatert til endringer i benmineralbalansen. Når bendannelseshastigheten overstiger benresorpsjonshastigheten, øker ⁴⁴ Ca/ ⁴⁰ Ca-forholdet i bløtvev og omvendt. På grunn av dette forholdet kan kalsiumisotopmålinger av urin eller blod være nyttige i tidlig påvisning av metabolske beinsykdommer som osteoporose .

Et lignende system eksisterer i sjøvann, hvor ⁴⁴ Ca/ ⁴⁰ Ca har en tendens til å stige når hastigheten for fjerning av Ca ²⁺ ved mineralutfelling overstiger tilførselen av nytt kalsium til havet. I 1997 presenterte Skulan og DePaolo det første beviset på endring i sjøvann ⁴⁴ Ca/ ⁴⁰ Ca over geologisk tid, sammen med en teoretisk forklaring på disse endringene. Nyere artikler har bekreftet denne observasjonen, og viser at konsentrasjonen av Ca ²⁺ i sjøvann ikke er konstant, og at havet aldri er i en "steady state" med hensyn til kalsiuminngang og -utgang. Dette har viktige klimatologiske implikasjoner, ettersom den marine kalsiumsyklusen er nært knyttet til karbonsyklusen .

Mange kalsiumforbindelser brukes blant annet i mat, som legemidler og i medisin. For eksempel tilsettes kalsium og fosfor i matvarer gjennom tilsetning av kalsiumlaktat , kalsiumdifosfat og trikalsiumfosfat . Den siste brukes også som poleringsmiddel i tannkrem og i syrenøytraliserende midler . Kalsiumlaktobionat er et hvitt pulver som brukes som et suspensjonsmiddel for legemidler. I baking brukes kalsiumfosfat som hevemiddel . Kalsiumsulfitt brukes som blekemiddel i papirfremstilling og som desinfeksjonsmiddel, kalsiumsilikat brukes som forsterkningsmiddel i gummi, og kalsiumacetat er en komponent i kalkharpiks og brukes til å lage metalliske såper og syntetiske harpikser.

Kalsium er på Verdens helseorganisasjons liste over essensielle medisiner .

Matkilder

Mat rik på kalsium inkluderer meieriprodukter , som yoghurt og ost , sardiner , laks , soyaprodukter , grønnkål og forsterkede frokostblandinger .

På grunn av bekymring for langsiktige uønskede bivirkninger, inkludert forkalkning av arterier og nyrestein , har både US Institute of Medicine (IOM) og European Food Safety Authority (EFSA) fastsatt tolerable øvre inntaksnivåer (UL) for kombinert kosthold og kosttilskudd kalsium. Fra IOM skal personer i alderen 9–18 år ikke overskride 3 g/dag kombinert inntak; for alderen 19–50 år, ikke overstige 2,5 g/dag; for 51 år og eldre, ikke overstige 2 g/dag. EFSA satte UL for alle voksne til 2,5 g/dag, men bestemte at informasjonen for barn og ungdom ikke var tilstrekkelig til å bestemme UL.

Biologisk og patologisk rolle

Globalt kalsiuminntak i kosten blant voksne (mg/dag).

  <400

  400–500

  500–600

  600–700

  700–800

  800–900

  900–1000

  >1000

Funksjon

Kalsium er et viktig element som trengs i store mengder. Ca ²⁺ -ionet fungerer som en elektrolytt og er avgjørende for helsen til muskel-, sirkulasjons- og fordøyelsessystemet; er uunnværlig for bygging av bein; og støtter syntese og funksjon av blodceller. For eksempel regulerer den sammentrekningen av muskler , nerveledning og koagulering av blod. Som et resultat blir intra- og ekstracellulære kalsiumnivåer tett regulert av kroppen. Kalsium kan spille denne rollen fordi Ca2 ⁺ -ionet danner stabile koordinasjonskomplekser med mange organiske forbindelser, spesielt proteiner ; det danner også forbindelser med et bredt spekter av løseligheter, noe som muliggjør dannelsen av skjelettet .

Binding

Kalsiumioner kan kompleksbindes av proteiner gjennom binding av karboksylgruppene til glutaminsyre eller asparaginsyrerester ; gjennom interaksjon med fosforylerte serin- , tyrosin- eller treoninrester ; eller ved å bli chelatert av y-karboksylerte aminosyrerester. Trypsin , et fordøyelsesenzym, bruker den første metoden; osteocalcin , et benmatriseprotein, bruker det tredje.

Noen andre benmatriseproteiner som osteopontin og bensialoprotein bruker både det første og det andre. Direkte aktivering av enzymer ved å binde kalsium er vanlig; noen andre enzymer aktiveres ved ikke-kovalent assosiasjon med direkte kalsiumbindende enzymer. Kalsium binder seg også til fosfolipidlaget i cellemembranen , og forankrer proteiner assosiert med celleoverflaten.

Løselighet

Som et eksempel på det brede spekteret av løselighet av kalsiumforbindelser, er monokalsiumfosfat svært løselig i vann, 85 % av ekstracellulært kalsium er som dikalsiumfosfat med en løselighet på 2,0  mM og hydroksyapatitten til bein i en organisk matrise er trikalsiumfosfat ved 100 μM.

Ernæring

Kalsium er en vanlig bestanddel av multivitamin kosttilskudd , men sammensetningen av kalsiumkomplekser i kosttilskudd kan påvirke dens biotilgjengelighet som varierer med løseligheten av saltet som er involvert: kalsiumsitrat , malat og laktat er svært biotilgjengelig, mens oksalat er mindre. Andre kalsiumpreparater inkluderer kalsiumkarbonat , kalsiumsitratmalat og kalsiumglukonat . Tarmen absorberer omtrent en tredjedel av kalsium spist som det frie ionet , og kalsiumnivået i plasma reguleres deretter av nyrene .

Hormonell regulering av beindannelse og serumnivåer

Biskjoldbruskkjertelhormon og vitamin D fremmer dannelsen av bein ved å tillate og øke avsetningen av kalsiumioner der, noe som tillater rask beinomsetning uten å påvirke beinmasse eller mineralinnhold. Når kalsiumnivået i plasma faller, aktiveres celleoverflatereseptorer og utskillelsen av parathyreoideahormon skjer; den fortsetter deretter med å stimulere inntrengningen av kalsium i plasmabassenget ved å ta det fra målrettede nyre-, tarm- og beinceller, med den bentannende virkningen av parathyroidhormon som motvirkes av kalsitonin , hvis sekresjon øker med økende plasmakalsiumnivåer.

Unormale serumnivåer

Overdreven inntak av kalsium kan forårsake hyperkalsemi . Men fordi kalsium absorberes ganske ineffektivt av tarmen, er høy serumkalsium mer sannsynlig forårsaket av overdreven sekresjon av parathyroidhormon (PTH) eller muligens av overdreven inntak av vitamin D, som begge letter kalsiumabsorpsjonen. Alle disse forholdene resulterer i at overflødig kalsiumsalter blir avsatt i hjertet, blodårene eller nyrene. Symptomer inkluderer anoreksi, kvalme, oppkast, hukommelsestap, forvirring, muskelsvakhet, økt vannlating, dehydrering og metabolsk bensykdom.

Kronisk hyperkalsemi fører vanligvis til forkalkning av bløtvev og dets alvorlige konsekvenser: forkalkning kan for eksempel forårsake tap av elastisitet i vaskulære vegger og forstyrrelse av laminær blodstrøm - og derav til plakkruptur og trombose . Omvendt kan utilstrekkelig kalsium- eller vitamin D-inntak resultere i hypokalsemi , ofte forårsaket også av utilstrekkelig sekresjon av parathyroidhormon eller defekte PTH-reseptorer i cellene. Symptomer inkluderer nevromuskulær eksitabilitet, som potensielt forårsaker tetany og forstyrrelse av ledningsevnen i hjertevev.

Beinsykdom

Siden kalsium er nødvendig for beinutvikling, kan mange beinsykdommer spores til den organiske matrisen eller hydroksyapatitten i molekylær struktur eller organisering av bein. Osteoporose er en reduksjon i mineralinnholdet i bein per volumenhet, og kan behandles ved tilskudd av kalsium, vitamin D og bisfosfonater . Utilstrekkelige mengder kalsium, vitamin D eller fosfater kan føre til mykgjøring av bein, kalt osteomalacia .

Sikkerhet

Metallisk kalsium

Kalsium

Farer
GHS- merking :
Piktogrammer
Signal ord	Fare
Faresetninger	H261
Forsiktighetsutsagn	P231+P232
NFPA 704 (branndiamant)	0 3 1 W

Fordi kalsium reagerer eksotermt med vann og syrer, resulterer kalsiummetall som kommer i kontakt med kroppsfuktighet i alvorlig etsende irritasjon. Ved svelging har kalsiummetall samme effekt på munn, spiserør og mage, og kan være dødelig. Langtidseksponering er imidlertid ikke kjent for å ha tydelige bivirkninger.

Referanser

Bibliografi

• Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Kjemi av grunnstoffene (2. utgave). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
• Hlucan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth. "Kalsium og kalsiumlegeringer". Ullmanns Encyclopedia of Industrial Chemistry . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a04_515.pub2 .