Kalk -
Calcium

Fra Wikipedia, den gratis encyklopædi

Calcium under Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Kalk
Udseende kedelig grå, sølv; med en lysegul nuance
40.078 (4)
Calcium i det periodiske system
Mg

Ca

Srkaliumcalciumscandium
Brint
Helium
Litium
Beryllium
Bor
Kulstof
Kvælstof
Ilt
Fluor
Neon
Natrium
Magnesium
Aluminium
Silicium
Fosfor
Svovl
Klor
Argon
Kalium
Kalk
Scandium
Titanium
Vanadium
Krom
Mangan
Jern
Kobolt
Nikkel
Kobber
Zink
Gallium
Germanium
Arsen
Selen
Brom
Krypton
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirkonium
Niobium
Molybdæn
Technetium
Ruthenium
Rhodium
Palladium
Sølv
Cadmium
Indium
Tin
Antimon
Tellurium
Jod
Xenon
Cæsium
Barium
Lanthanum
Cerium
Praseodym
Neodym
Promethium
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Thulium
Ytterbium
Lutetium
Hafnium
Tantal
Wolfram
Rhenium
Osmium
Iridium
Platin
Guld
Kviksølv (element)
Thallium
At føre
Bismut
Polonium
Astatin
Radon
Francium
Radium
Actinium
Thorium
Protactinium
Uran
Neptunium
Plutonium
Americium
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium
Nobel
Lawrencium
Rutherfordium
Dubnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
Darmstadtium
Roentgenium
Copernicium
Nihonium
Flerovium
Moscovium
Livermorium
Tennessine
Oganesson
20
Gruppe
Periode periode 4
Blok
 
s-blok
Elektronkonfiguration [ Ar ] 4s 2
Elektroner pr. Skal 2, 8, 8, 2
Fysiske egenskaber
Fase
ved 
solid
Smeltepunkt 1115  K (842 ° C, 1548 ° F)
Kogepunkt 1757 K (1484 ° C, 2703 ° F)
1,55 g/cm 3
1,378 g / cm 3
Fusionsvarme 8,54  kJ/mol
Fordampningsvarme 154,7 kJ/mol
Molær varmekapacitet 25.929 J/(mol · K)
Damptryk
1 10 100 1 k 10 k 100 k
864 956 1071 1227 1443 1755
Atomiske egenskaber Oxidationstilstande Elektronegativitet Pauling skala: 1,00 Ioniseringsenergier
  • 1.: 589,8 kJ/mol
  • 2.: 1145,4 kJ/mol
  • 3.: 4912,4 kJ/mol
  • ( mere )
Atomisk radius empirisk: 197  pm Kovalent radius 176 ± 22:00 Van der Waals radius 231 kl
Farvelinjer i et spektralområde
Spektrale linjer af calcium Andre ejendomme Naturlig forekomst ur Krystalstruktur 3810 m/s (ved 20 ° C) Varmeudvidelse 22,3 µm/(m⋅K) (ved 25 ° C) Varmeledningsevne 201 W/(m⋅K) Elektrisk resistivitet 33,6 nΩ⋅m (ved 20 ° C) Magnetisk bestilling diamagnetisk Molær magnetisk modtagelighed
+40,0
×
10 −6
 cm 3 /mol Youngs modul 20 GPa Forskydningsmodul 7,4 GPa Bulk modul 17 GPa Poisson -forhold 0,31 Mohs hårdhed 1,75 Brinell hårdhed 170–416 MPa CAS -nummer 7440-70-2 Historie Opdagelse og første isolation Humphry Davy (1808) De vigtigste isotoper af calcium
Isotop Overflod Halveringstid
( t 1/2 )
Forfaldstilstand Produkt
40 Ca 96.941% stabil
41 Ca spor 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
| referencer

Calcium er et kemisk element med symbolet Ca og atomnummer 20. Som et jordalkalimetal er calcium et reaktivt metal, der danner et mørkt oxid-nitridlag, når det udsættes for luft. Dens fysiske og kemiske egenskaber ligner mest dens tungere homologer strontium og barium . Det er det femte mest udbredte element i jordskorpen og det tredje mest rigelige metal efter jern og aluminium . Den mest almindelige calciumforbindelse på Jorden er calciumcarbonat , der findes i kalksten og de fossiliserede rester af tidligt havliv; gips , anhydrit , fluorit og apatit er også kilder til calcium. Navnet stammer fra latinsk kalks " kalk ", som blev opnået ved opvarmning af kalksten.

Nogle calciumforbindelser var kendt af de gamle, selvom deres kemi var ukendt indtil det syttende århundrede. Rent calcium blev isoleret i 1808 via elektrolyse af dets oxid af Humphry Davy , der navngav elementet. Calciumforbindelser er meget udbredt i mange brancher: i fødevarer og lægemidler til calciumtilskud , i papirindustrien som blegemidler, som komponenter i cement og elektriske isolatorer og til fremstilling af sæber. På den anden side har metallet i ren form få anvendelser på grund af dets høje reaktivitet; alligevel bruges den i små mængder ofte som en legeringskomponent i stålfremstilling og nogle gange som en calcium -blylegering til fremstilling af bilbatterier.

og knogledannelse.

Egenskaber

Klassifikation

Calcium er et meget duktilt sølvfarvet metal (nogle gange beskrevet som lysegult), hvis egenskaber ligner meget de tungere elementer i sin gruppe, strontium , barium og radium . Et calciumatom har tyve elektroner, arrangeret i elektronkonfigurationen [Ar] 4s 2 . Ligesom de andre elementer, der er placeret i gruppe 2 i det periodiske system, har calcium to valenselektroner i den yderste s-orbital, som meget let går tabt i kemiske reaktioner for at danne en dipositiv ion med den stabile elektronkonfiguration af en ædelgas , i denne sag argon . Derfor er calcium næsten altid divalent i dets forbindelser, som normalt er ioniske . Hypotetiske univalente salte af calcium ville være stabile i forhold til deres elementer, men ikke til disproportionering til de tosidige salte og calciummetal, fordi entalpien for dannelse af MX 2 er meget højere end den for den hypotetiske MX. Dette sker på grund af den meget større gitterenergi, som den mere højtladede Ca2 + -kation giver i forhold til den hypotetiske Ca + -kation.

Calcium, strontium, barium og radium betragtes altid som jordalkalimetaller ; lettere beryllium og magnesium , også i gruppe 2 i det periodiske system, er ofte også inkluderet. Ikke desto mindre adskiller beryllium og magnesium sig markant fra gruppens øvrige medlemmer i deres fysiske og kemiske adfærd: de opfører sig mere som henholdsvis aluminium og zink og har nogle af post-overgangsmetallernes svagere metalliske karakter , hvorfor den traditionelle definition af udtrykket "jordalkalimetal" udelukker dem. Denne klassifikation er for det meste forældet i engelsksprogede kilder, men bruges stadig i andre lande som Japan. Som følge heraf er sammenligninger med strontium og barium mere germane for calciumkemi end sammenligninger med magnesium.

Fysisk

Calciummetal smelter ved 842 ° C og koger ved 1494 ° C; disse værdier er højere end værdierne for magnesium og strontium, nabogruppen 2 metaller. Det krystalliserer i det ansigtscentrerede kubiske arrangement som strontium; over 450 ° C, skifter det til et anisotropt sekskantet tætpakket arrangement som magnesium. Dets densitet på 1,55 g / cm 3 er den laveste i dens gruppe. Calcium er hårdere end bly, men kan skæres med en kniv med anstrengelse. Selvom calcium er en dårligere leder af elektricitet end kobber eller aluminium i volumen, er det en bedre masseleder end begge på grund af dets meget lave densitet. Selvom calcium er umuligt som leder til de fleste terrestriske anvendelser, da det reagerer hurtigt med atmosfærisk ilt, er dets anvendelse som sådan i rummet blevet overvejet.

Kemisk

Struktur af det polymere [Ca (H 2 O) 6 ] 2+ center i hydratiseret calciumchlorid, der illustrerer det høje koordinationstallet typisk for calciumkomplekser.

Calciums kemi er en typisk tung jordalkalimetal. For eksempel reagerer calcium spontant med vand hurtigere end magnesium og mindre hurtigt end strontium for at producere calciumhydroxid og hydrogengas. Det reagerer også med ilt og nitrogen i luften for at danne en blanding af calciumoxid og calciumnitrid . Når det er fint opdelt, brænder det spontant i luft for at producere nitridet. I bulk er calcium mindre reaktivt: det danner hurtigt en hydreringsbelægning i fugtig luft, men under 30% relativ fugtighed kan det opbevares på ubestemt tid ved stuetemperatur.

Udover det simple oxid CaO kan peroxidet CaO 2 fremstilles ved direkte oxidation af calciummetal under et højt iltryk, og der er tegn på et gult superoxid Ca (O 2 ) 2 . Calciumhydroxid, Ca (OH) 2 , er en stærk base, selvom den ikke er så stærk som hydroxiderne af strontium, barium eller alkalimetaller. Alle fire dihalider af calcium kendes. Calciumcarbonat (CaCO 3 ) og calciumsulfat (CaSO 4 ) er særligt rigelige mineraler. Ligesom strontium og barium samt alkalimetaller og de toværdige lanthanider europium og ytterbium opløses calciummetal direkte i flydende ammoniak for at give en mørkeblå opløsning.

På grund af Ca 2+ -ionens store størrelse er høje koordinationsnumre almindelige, op til 24 i nogle intermetalliske forbindelser, såsom CaZn 13 . Calcium komplekseres let af oxygenchelater, såsom EDTA og polyfosfater , som er nyttige i analytisk kemi og fjernelse af calciumioner fra hårdt vand . I fravær af sterisk hindring , mindre gruppe 2 kationer tendens til at danne stærkere komplekser, men når store polydentate makrocykler er involveret tendensen vendes.

Selvom calcium er i samme gruppe som magnesium og organomagnesiumforbindelser meget almindeligt anvendes i hele kemien, er organocalciumforbindelser ikke tilsvarende udbredt, fordi de er sværere at lave og mere reaktive, selvom de for nylig er blevet undersøgt som mulige katalysatorer . Organocalciumforbindelser har en tendens til at ligne mere organoytterbiumforbindelser på grund af de lignende ioniske radier af Yb 2+ (102 pm) og Ca 2+ (100 pm). De fleste af disse forbindelser kan kun fremstilles ved lave temperaturer; omfangsrige ligander har en tendens til at favorisere stabilitet. For eksempel calciumcarbonat di cyclopentadienyl , Ca (C 5 H 5 ) 2 , skal foretages af direkte omsætning af calciummetal med mercurocene eller cyclopentadien selv; udskiftning af C 5 H 5 -ligand med den mere voluminøse C 5 (CH 3 ) 5 ligand på den anden side øger forbindelsens opløselighed, flygtighed og kinetisk stabilitet.

Isotoper

Naturligt calcium er en blanding af 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 betragtes som stabil til alle praktiske formål ( 48 Ca , med en halveringstid på ca. 4,3 × 10 19  år). Calcium er det første (letteste) element, der har seks naturligt forekommende isotoper.

Langt den mest almindelige isotop af calcium i naturen er 40 Ca, hvilket udgør 96.941% af alt naturligt calcium. Det produceres i siliciumforbrændingsprocessen fra fusion af alfa-partikler og er det tungeste stabile nuklid med lige mange proton- og neutronantal; dets forekomst er også suppleres langsomt ved henfald af oprindelige 40 K . Tilføjelse af en anden alfapartikel fører til ustabil 44 Ti, som hurtigt henfalder via to på hinanden følgende elektronoptagelser til stabil 44 Ca; dette udgør 2,806% af alt naturligt calcium og er den næstmest almindelige isotop. De fire andre naturlige isotoper, 42 Ca, 43 Ca, 46 Ca og 48 Ca, er signifikant sjældnere, der hver omfatter mindre end 1% af alt naturligt calcium. De fire lettere isotoper er hovedsageligt produkter fra iltforbrændings- og siliciumforbrændingsprocesserne, hvilket efterlader de to tungere at producere via neutronopsamlingsprocesser . 46 Ca produceres for det meste i en "varm" s-proces , da dets dannelse kræver en temmelig høj neutronstrøm for at tillade kortvarig 45 Ca at fange en neutron. 48 Ca produceres ved elektronfangst i r-processen i type Ia-supernovaer , hvor højt neutronoverskud og lav nok entropi sikrer dets overlevelse.

46 Ca og 48 Ca er de første "klassisk stabile" nuklider med henholdsvis et seks-neutron- eller otte-neutronoverskud. Selvom den er ekstremt neutronrig for et sådant let element, er 48 Ca meget stabil, fordi den er en dobbelt magisk kerne med 20 protoner og 28 neutroner arrangeret i lukkede skaller. Dens beta -henfald til 48 Sc er meget forhindret på grund af det grove uoverensstemmelse mellem atomspin : 48 Ca har nul atomspin, der er lige - lige , mens 48 Sc har spin 6+, så forfaldet er forbudt ved bevarelse af vinkelmoment . Selvom to spændte tilstande på 48 Sc også er tilgængelige for henfald, er de også forbudt på grund af deres høje spins. Som et resultat, når 48 Ca henfalder, gør det det ved dobbelt beta -henfald til 48 Ti i stedet, idet det er det letteste nuklid, der vides at undergå dobbelt beta -henfald. Den tunge isotop 46 Ca kan også teoretisk også undergå dobbelt beta -henfald til 46 Ti, men dette er aldrig blevet observeret; den letteste og mest almindelige isotop 40 Ca er også dobbelt magisk og kan undergå dobbelt elektronopsamling til 40 Ar , men dette er ligeledes aldrig blevet observeret. Calcium er det eneste element, der har to oprindeligt dobbelt magiske isotoper. De eksperimentelle nedre grænser for halveringstider for 40 Ca og 46 Ca er henholdsvis 5,9 × 10 21  år og 2,8 × 10 15  år.

Bortset fra den praktisk talt stabile 48 Ca er den længste levede radioisotop af calcium 41 Ca. Det henfalder ved elektronfangst til stabil 41 K med en halveringstid på omkring hundrede tusinde år. Dens eksistens i det tidlige solsystem som et uddød radionuklid er blevet udledt af overskridelser på 41 K: spor af 41 Ca eksisterer også stadig i dag, da det er et kosmogent nuklid , kontinuerligt reformeret gennem neutronaktivering af naturligt 40 Ca. Mange andre calciumradioisotoper kendes fra 35 Ca til 60 Ca. De er alle meget kortere levetid end 41 Ca, den mest stabile blandt dem er 45 Ca (halveringstid 163 dage) og 47 Ca (halveringstid 4,54 dage). De isotoper lettere end 42 Ca normalt gennemgå beta plus henfald til isotoper af kalium, og dem tungere end 44 Ca normalt gennemgå beta minus henfald til isotoper af scandium , selvom nær de nukleare drop linjer , proton emission og neutron emission begynder at være betydelige henfald tilstande såvel.

Ligesom andre elementer ændrer en række processer den relative overflod af calciumisotoper. Den bedst studerede af disse processer er den masseafhængige fraktionering af calciumisotoper, der ledsager udfældningen af ​​calciummineraler, såsom calcit , aragonit og apatit fra opløsning. Lettere isotoper er fortrinsvis inkorporeret i disse mineraler, hvilket efterlader den omgivende opløsning beriget med tungere isotoper i en størrelse på omtrent 0,025% pr. Atommasseenhed (amu) ved stuetemperatur. Masseafhængige forskelle i calciumisotopsammensætning udtrykkes konventionelt ved forholdet mellem to isotoper (normalt 44 Ca/ 40 Ca) i en prøve sammenlignet med det samme forhold i et standardreferencemateriale. 44 Ca/ 40 Ca varierer med ca. 1% blandt almindelige jordmaterialer.

Historie

En af 'Ain Ghazal -statuerne , lavet af kalkpuds

Calciumforbindelser var kendt i årtusinder, selvom deres kemiske sammensætning først blev forstået i det 17. århundrede. Kalk som byggemateriale og som gips til statuer blev brugt så langt tilbage som omkring 7000 f.Kr. Den første daterede kalkovn stammer tilbage fra 2500 f.Kr. og blev fundet i Khafajah , Mesopotamien . På omtrent samme tid blev dehydreret gips (CaSO 4 · 2H 2 O) brugt i den store pyramide i Giza ; dette materiale ville senere blive brugt til gipset i Tutankhamons grav . De gamle romere brugte i stedet kalkmørtler fremstillet ved opvarmning af kalksten (CaCO 3 ); selve navnet "calcium" stammer fra det latinske ord calx "kalk". Vitruvius bemærkede, at den resulterende kalk var lettere end den oprindelige kalksten, hvilket tilskrives vandets kogning; i 1755 beviste Joseph Black , at dette skyldtes tabet af kuldioxid , som som en gas ikke var blevet anerkendt af de gamle romere.

I 1787 mistænkte Antoine Lavoisier , at kalk kunne være et oxid af et grundlæggende kemisk element . I sin tabel over elementerne opregnede Lavoisier fem "salificerbare jordarter" (dvs. malme, der kunne få reageret med syrer for at producere salte ( salis = salt, på latin): chaux (calciumoxid), magnésie (magnesia, magnesiumoxid ), baryt (bariumsulfat), aluminium (aluminiumoxid, aluminiumoxid) og siliciumdioxid (silica, siliciumdioxid)). Om disse "elementer" spekulerede Lavoisier:

Vi er sandsynligvis endnu kun bekendt med en del af de metalliske stoffer, der findes i naturen, da alle dem, der har en stærkere affinitet til ilt end kulstof besidder, er hidtil ude af stand til at blive reduceret til en metallisk tilstand og følgelig kun være præsenteret for vores observation i form af oxider, forveksles med jordarter. Det er yderst sandsynligt, at barytes, som vi lige nu har arrangeret med jordarter, er i denne situation; for i mange forsøg viser den egenskaber, der næsten nærmer sig egenskaberne ved metalliske legemer. Det er endda muligt, at alle de stoffer, vi kalder jordarter, kun kan være metaloxider, der ikke kan reduceres ved en hidtil kendt proces.

Calcium sammen med dets kongenere magnesium, strontium og barium blev først isoleret af Humphry Davy i 1808. Efter arbejdet med Jöns Jakob Berzelius og Magnus Martin af Pontin om elektrolyse isolerede Davy calcium og magnesium ved at lægge en blanding af det respektive metal oxider med kviksølv (II) oxid på en platinplade , der blev brugt som anode, idet katoden var en platintråd, der delvist var nedsænket i kviksølv. Elektrolyse gav derefter calcium – kviksølv og magnesium – kviksølvamalgamer, og destillering af kviksølv gav metallet. Imidlertid kan rent calcium ikke fremstilles i bulk ved hjælp af denne metode, og en brugbar kommerciel proces til fremstilling blev først fundet over et århundrede senere.

Forekomst og produktion

Travertin terrasser i Pamukkale , Tyrkiet

Med 3%er calcium det femte mest udbredte element i jordskorpen og det tredje mest rigelige metal bag aluminium og jern . Det er også det fjerde mest udbredte element i månens højland . Sedimentære calciumcarbonataflejringer gennemsyrer Jordens overflade som fossiliserede rester af tidligere marine liv; de forekommer i to former, den rhombohedrale calcit (mere almindelig) og den orthorhombiske aragonit (der dannes i mere tempererede hav). Mineraler af den første type omfatter kalksten , dolomit , marmor , kridt og islandspar ; aragonitsenge udgør Bahamas , Florida Keys og Rødehavets bassiner. Koraller , muslingeskaller og perler består for det meste af calciumcarbonat. Blandt de andre vigtige calciummineraler er gips (CaSO 4 · 2H 2 O), anhydrit (CaSO 4 ), fluorit (CaF 2 ) og apatit ([Ca 5 (PO 4 ) 3 F]).

De største producenter af calcium er Kina (ca. 10000 til 12000 tons om året), Rusland (ca. 6000 til 8000 tons om året) og USA (ca. 2000 til 4000 tons om året). Canada og Frankrig er også blandt de mindre producenter. I 2005 blev der produceret omkring 24000 tons calcium; omkring halvdelen af ​​verdens ekstraherede calcium bruges af USA, med omkring 80% af produktionen, der bruges hvert år. I Rusland og Kina anvendes Davys elektrolysemetode stadig, men anvendes i stedet for smeltet calciumchlorid . Da calcium er mindre reaktivt end strontium eller barium, er oxid -nitridbelægningen, der resulterer i luft, stabil, og drejebænkbearbejdning og andre standardmetallurgiske teknikker er egnede til calcium. I USA og Canada produceres calcium i stedet ved at reducere kalk med aluminium ved høje temperaturer.

Geokemisk cykling

" (DIC).

:

fra havet og atmosfæren og udøver en stærk langsigtet effekt på klimaet.

Anvendelser

Den største anvendelse af metallisk calcium er i stålfremstilling på grund af dets stærke kemiske affinitet for ilt og svovl . Dens oxider og sulfider, når de er dannet, giver flydende kalkaluminat og sulfidindeslutninger i stål, der flyder ud; ved behandling, spredes disse indeslutninger i hele stålet og blev små og sfæriske, hvilket forbedrer støbbarhed, renlighed og generelle mekaniske egenskaber. Calcium anvendes også i vedligeholdelsesfrie bilbatterier , hvor brugen af 0,1% calcium- føre legeringer i stedet for de sædvanlige antimon -lead legeringer fører til lavere vandtab og lavere selvafladning. På grund af risikoen for ekspansion og revner er aluminium undertiden også inkorporeret i disse legeringer. Disse bly -calciumlegeringer bruges også til støbning, som erstatter bly -antimonlegeringer. Calcium bruges også til at styrke aluminiumlegeringer, der bruges til lejer, til styring af grafitisk kulstof i støbejern og til at fjerne vismut urenheder fra bly. Calciummetal findes i nogle afløbsrensere, hvor det fungerer til at generere varme og calciumhydroxid, der forsøver fedtstofferne og flydende proteiner (f.eks. Hår), der blokerer afløb. Udover metallurgi udnyttes reaktiviteten af ​​calcium til at fjerne nitrogen fra argongas med høj renhed og som en getter for ilt og nitrogen. Det bruges også som reduktionsmiddel i produktionen af chrom , zirconium , thorium og uran . Det kan også bruges til at lagre hydrogengas, da det reagerer med hydrogen for at danne fast calciumhydrid , hvorfra hydrogenet let kan ekstraheres.

Calciumisotopfraktionering under mineraldannelse har ført til flere anvendelser af calciumisotoper. Især 1997 -observationen fra Skulan og DePaolo om, at calciummineraler er isotopisk lettere end de opløsninger, hvorfra mineralerne udfældes, er grundlaget for analoge anvendelser inden for medicin og i paleooceanografi. Hos dyr med skeletter mineraliseret med calcium afspejler calciumisotopisk sammensætning af bløde væv den relative dannelse og opløsning af skeletmineral. Hos mennesker har ændringer i calciumisotopisk sammensætning af urin vist sig at være relateret til ændringer i knoglemineralbalancen. Når knogledannelseshastigheden overstiger knogleresorptionshastigheden, stiger 44 Ca/ 40 Ca -forholdet i blødt væv og omvendt. På grund af dette forhold kan calciumisotopiske målinger af urin eller blod være nyttige ved tidlig påvisning af metaboliske knoglesygdomme som osteoporose . Et lignende system findes i havvand, hvor 44 Ca/ 40 Ca har en tendens til at stige, når hastigheden for fjernelse af Ca 2+ ved mineralsk nedbør overstiger tilførslen af ​​nyt calcium i havet. I 1997 præsenterede Skulan og DePaolo det første bevis på ændring i havvand 44 Ca/ 40 Ca over geologisk tid sammen med en teoretisk forklaring på disse ændringer. Nyere papirer har bekræftet denne observation, hvilket viser, at koncentrationen af havvand Ca 2+ ikke er konstant, og at havet aldrig er i en "stabil tilstand" med hensyn til calciumindgang og -output. Dette har vigtige klimatologiske konsekvenser, da den marine calciumcyklus er tæt knyttet til kulstofcyklussen .

Mange calciumforbindelser bruges blandt andet i fødevarer, som lægemidler og i medicin. For eksempel suppleres calcium og fosfor i fødevarer ved tilsætning af calciumlactat , calciumdiphosphat og tricalciumphosphat . Den sidste bruges også som polermiddel i tandpasta og i antacida . Calciumlactobionat er et hvidt pulver, der bruges som suspenderingsmiddel til lægemidler. Ved bagning bruges calciummonophosphat som hævemiddel . Calciumsulfit bruges som blegemiddel ved papirfremstilling og som desinfektionsmiddel bruges calciumsilicat som forstærkningsmiddel i gummi, og calciumacetat er en komponent i kalkhars og bruges til fremstilling af metalliske sæber og kunstharpikser.

Calcium er på Verdenssundhedsorganisationens liste over essentielle lægemidler .

Fødekilder

Fødevarer rige på calcium omfatter mejeriprodukter , såsom yoghurt og ost , sardiner , laks , sojaprodukter , grønkål og berigede morgenmadsprodukter .

På grund af bekymringer for langsigtede negative bivirkninger, herunder forkalkning af arterier og nyresten , har både US Institute of Medicine (IOM) og European Food Safety Authority (EFSA) fastsat Tolerable Upper Intake Levels (UL'er) for kombinerede kost- og supplerende kosttilskud kalk. Fra IOM må personer i alderen 9–18 år ikke overstige 3 g/dag kombineret indtagelse; i alderen 19–50 år, ikke overstige 2,5 g/dag; i alderen 51 år og ældre, højst 2 g/dag. EFSA satte UL for alle voksne til 2,5 g/dag, men besluttede, at oplysningerne til børn og unge ikke var tilstrækkelige til at bestemme UL'er.

Biologisk og patologisk rolle

Aldersjusterede daglige calciumanbefalinger (fra US Institute of Medicine RDA'er)
Alder Calcium (mg/dag)
1-3 år 700
4-8 år 1000
9–18 år 1300
19–50 år 1000
> 51 år 1000
Graviditet 1000
Amning 1000
 
 <400
 
 400–500
 
 500–600
 
 600–700
 
 700–800
 
 800–900
 
 900–1000
 
 > 1000

Fungere

Calcium er et vigtigt element, der er nødvendigt i store mængder. Ca 2+ -ionen fungerer som en elektrolyt og er afgørende for sundheden i muskulatur, kredsløb og fordøjelsessystemer; er uundværlig for opbygning af knogle; og understøtter syntese og funktion af blodlegemer. For eksempel regulerer det sammentrækning af muskler , nerveledning og koagulation af blod. Som et resultat reguleres intra- og ekstracellulære calciumniveauer stramt af kroppen. Calcium kan spille denne rolle, fordi Ca 2+ -ionen danner stabile koordineringskomplekser med mange organiske forbindelser, især proteiner ; det danner også forbindelser med en lang række opløseligheder, hvilket muliggør dannelsen af skelettet .

Bindende

Calciumioner kan være kompleksbundet af proteiner ved binding af carboxylgrupperne af glutaminsyre eller asparaginsyrerester ; gennem interaktion med phosphorylerede serin- , tyrosin- eller threoninrester ; eller ved at blive cheleret af y-carboxylerede aminosyrerester. Trypsin , et fordøjelsesenzym, bruger den første metode; osteocalcin , et knoglematrixprotein, bruger det tredje. Nogle andre knoglematrixproteiner, såsom osteopontin og knoglesialoprotein, bruger både det første og det andet. Direkte aktivering af enzymer ved binding af calcium er almindelig; nogle andre enzymer aktiveres ved ikke-kovalent association med direkte calciumbindende enzymer. Calcium binder også til phospholipidlaget i cellemembranen og forankrer proteiner forbundet med celleoverfladen.

Opløselighed

Som et eksempel på den store opløselighed af calciumforbindelser er monocalciumphosphat meget opløseligt i vand, 85% af ekstracellulært calcium er som dicalciumphosphat med en opløselighed på 2,0  mM, og hydroxyapatit af knogler i en organisk matrix er tricalciumphosphat ved 100 μM.

Ernæring

Calcium er en almindelig bestanddel af multivitamin kosttilskud , men sammensætningen af calciumkomplekser i kosttilskud kan påvirke dets biotilgængelighed som varierer ved opløseligheden af det involverede salt: calciumcitrat , malat , og lactat stærkt biotilgængelige, mens oxalat er mindre. Andre calciumpræparater omfatter calciumcarbonat , calciumcitratmalat og calciumgluconat . Tarmene absorberer omkring en tredjedel af calcium spist som fri ion , og plasmacalciumniveauet reguleres derefter af nyrerne .

Hormonel regulering af knogledannelse og serumniveauer

Parathyroidhormon og D -vitamin fremmer dannelsen af ​​knogler ved at tillade og forstærke aflejringen af ​​calciumioner der, hvilket tillader hurtig knogleomsætning uden at påvirke knoglemasse eller mineralindhold. Når plasmacalciumniveauer falder, aktiveres celleoverfladereceptorer, og sekretion af parathyroidhormon opstår; den fortsætter derefter med at stimulere indtræden af ​​calcium i plasmapuljen ved at tage den fra målrettede nyre-, tarm- og knogleceller, idet den knogledannende virkning af parathyreoideahormon modvirkes af calcitonin , hvis sekretion stiger med stigende plasmacalciumniveauer.

Unormale serumniveauer

Overdreven indtagelse af calcium kan forårsage hypercalcæmi . Fordi calcium absorberes temmelig ineffektivt af tarmene, er højt serumcalcium imidlertid mere sandsynligt forårsaget af overdreven udskillelse af parathyroidhormon (PTH) eller muligvis af overdreven indtagelse af D -vitamin, som begge letter calciumabsorption. Alle disse betingelser resulterer i, at overskydende calciumsalte afsættes i hjertet, blodkarrene eller nyrerne. Symptomer omfatter anoreksi, kvalme, opkastning, hukommelsestab, forvirring, muskelsvaghed, øget vandladning, dehydrering og metabolisk knoglesygdom. Kronisk hypercalcæmi fører typisk til forkalkning af blødt væv og dets alvorlige konsekvenser: for eksempel kan forkalkning forårsage tab af elasticitet i vaskulære vægge og afbrydelse af laminær blodgennemstrømning - og derfra til plakruptur og trombose . Omvendt kan utilstrækkelig indtagelse af calcium eller D -vitamin resultere i hypocalcæmi , ofte også forårsaget af utilstrækkelig udskillelse af parathyroidhormon eller defekte PTH -receptorer i celler. Symptomer omfatter neuromuskulær ophidselse, som potentielt forårsager tetany og forstyrrelse af ledningsevne i hjertevæv.

Knoglesygdom

Da calcium er påkrævet til knogleudvikling, kan mange knoglesygdomme spores til den organiske matrix eller hydroxyapatitten i molekylær struktur eller organisation af knogler. Osteoporose er en reduktion i mineralindholdet i knogler pr. Volumenhed og kan behandles ved tilskud af calcium, D -vitamin og bisphosphonater . Utilstrækkelige mængder calcium, D -vitamin eller fosfater kan føre til blødgøring af knogler, kaldet osteomalacia .

Sikkerhed

Metallisk calcium

Kalk
Farer
GHS -piktogrammer GHS02: Brandfarlig
GHS Signalord Fare
H261
P231+232 , P422
NFPA 704 (brand diamant)
0
3
1

Fordi calcium reagerer eksotermt med vand og syrer, resulterer calciummetal i kontakt med kropsfugt i alvorlig ætsende irritation. Ved indtagelse har calciummetal den samme virkning på mund, spiserør og mave og kan være dødelig. Langsigtet eksponering vides imidlertid ikke at have tydelige negative virkninger.

Se også

Referencer

Bibliografi