З якою з речовин не взаємодіє кальцій. кальцій (хімічний елемент). Хімічні властивості кальцію

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) – «вапно», «м'який камінь». Воно було запропоновано англійським хіміком Гемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологої гашеної вапна з платиновою пластиною, яка була анодом . Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідкий . В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.

Ізотопи

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca та 48 Ca, серед яких найбільш поширений – 40 Ca – становить 96,97 %. Ядра кальцію містять магічну кількість протонів: Z= 20. Ізотопи 40
20 Ca20
і 48
20 Ca28
є двома з п'яти існуючих у природі двічі магічних ядер.

З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду (4,39±0,58)⋅10 19 років.

У гірських породах та мінералах

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

Досить широко поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O та гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 · CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість.

Осадова порода, що складається в основному зі скритокристалічного кальциту - вапняк (одна з його різновидів - крейда). Під дією регіонального метаморфізму вапняк перетворюється на мармур.

Міграція у земній корі

У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

(Рівновагу зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Велику роль грає біогенна міграція.

У біосфері

Сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних та рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80 %) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C 4 Ca O + 2 Al → Ca Al 2 O 4 + 3 Ca (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Alrightarrow CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Caз кубічними гранецентрованими гратами (параметр а= 0,558 нм), вище стійкий β-Caз кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe(параметр a= 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0))переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника , але стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність решти елементів). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій (тобто паралелі в періодичній системі зберігаються).

Хімічні властивості

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84 В так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води. Часовою її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування

Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром , торій і уран . Сплави кальцію зі свинцем застосовуються у деяких видах акумуляторних батарей та при виробництві підшипників. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів. Чистий металевий кальцій широко застосовується в металотермії при отриманні рідкісноземельних елементів.

Кальцій широко застосовується у металургії для розкислення сталі поруч із алюмінієм чи поєднані із нею. Внепічна обробка кальцієвмісними дроти займає провідне положення у зв'язку з багатофакторністю впливу кальцію на фізико-хімічний стан розплаву, макро-і мікроструктури металу, якість і властивості металопродукції і є невід'ємною частиною технології виробництва сталі. У сучасній металургії для введення в розплав кальцію використовується інжекційний дріт, що представляє собою кальцій (іноді силікокальцій або алюмокальцій) у вигляді порошку або пресованого металу в сталевій оболонці. Поряд із розкисленням (видаленням розчиненого в сталі кисню) використання кальцію дозволяє отримати сприятливі за природою, складом і формою неметалеві включення, що не руйнуються в ході подальших технологічних операцій.

Ізотоп 48 Ca - один з ефективних та вживаних матеріалів для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Це пов'язано з тим, що кальцій-48 є двічі магічним ядром, тому його стійкість дозволяє йому бути достатньо надлишковим для легкого ядра; при синтезі надважких ядер необхідний надлишок нейтронів.

Біологічна роль

Концентрація кальцію в крові через її важливість для великої кількості життєво важливих процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні та достатньому споживанні знежирених молочних продуктів та вітаміну D дефіциту не виникає. Тривалий дефіцит кальцію та/або вітаміну D у дієті призводить до збільшення ризику остеопорозу, а в дитинстві викликає рахіт.

Примітки

1. Твердість по Брінеллю 200-300 МПа
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bievre, Manfred Groning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry . – 2013. – Vol. 85, no. 5 . - P. 1047-1078. - DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02.
3. Редкол.: Кнунянц І. Л. (Гл. ред.).Хімічна енциклопедія: в 5 т. – Москва: Радянська енциклопедія, 1990. – Т. 2. – С. 293. – 671 с. - 100000 прим.
4. Riley JP. and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965.
5. Притиченко B. Systematics of Evaluated Half-lives of Double-beta Decay // Nuclear Data Sheets. – 2014. – червень (т. 120). - С. 102-105. - ISSN 0090-3752. - DOI: 10.1016/j.nds.2014.07.018.[виправити]
6. Притиченко B. List of Adopted Double Beta (ββ) Decay Values (неопр.) . National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Перевірено 6 грудня 2015 року.
7. Довідник хіміка / Редкол.: Микільський Б. П. та ін - 2-ге вид., Випр. – М.-Л.: Хімія, 1966. – Т. 1. – 1072 с.
8. Газети. Ру: Елементи під тиском
9. Кальцій // Велика радянська енциклопедія: [30 т.] / гол. ред. А. М. Прохоров. - 3-тє вид. - М: Радянська енциклопедія, 1969-1978.
10. Дюдкін Д. А., Кисиленко В. В.Вплив різних факторів на засвоєння кальцію з порошкового дроту з комплексним наповнювачем СК40 (рус.) // Електрометалургія: журнал. - 2009. - травень (№ 5). - С. 2-6.
11. Михайлов Г. Г., Чернова Л. А.Термодинамічний аналіз процесів розкислення стали кальцієм та алюмінієм (рус.) // Електрометалургія: журнал. - 2008. - Березень (№3). - С. 6-8.
12. Shell Model of Nucleus
13. Institute of Medicine (США) Комітети для перегляду Диетарні Реference Intakes for Vitamin D and Calcium; Ross AC, Taylor CL, Yaktine AL, Del Valle HB, editors (2011).

Кальцій- елемент 4-го періоду та ПА-групи Періодичної системи, порядковий номер 20. Електронна формула атома [ 18 Ar]4s 2 , ступеня окиснення +2 та 0. Належить до лужноземельних металів. Має низьку електронегативність (1,04), виявляє металеві (основні) властивості. Утворює (як катіон) численні солі та бінарні сполуки. Багато солі кальцію малорозчинні у воді. В природі - шостийза хімічною поширеністю елемент (третій серед металів) знаходиться у зв'язаному вигляді. Життєво важливий елемент для всіх організмів. Нестача кальцію у ґрунті заповнюється внесенням вапняних добрив (СаС03, СаО, ціанамід кальцію CaCN2 та ін.). Кальцій, катіон кальцію та його сполуки фарбують полум'я газового пальника у темно-оранжевий колір ( якісне виявлення).

Кальцій Са

Сріблясто-білий метал, м'який, пластичний. У вологому повітрі тьмяніє і покривається плівкою з СаО і Са(ОН) 2 .Дуже реакційноздатний; запалюється при нагріванні на повітрі, реагує з воднем, хлором, сіркою та графітом:

Відновлює інші метали з їх оксидів (промислово важливий метод кальційтермія):

Отриманнякальцію в промисловості:

Кальцій застосовується видалення домішок неметалів з металевих сплавів, як компонент легких і антифрикційних сплавів, виділення рідкісних металів з їхньої оксидів.

Оксид кальцію СаО

Основний оксид. Технічна назва негашене вапно. Білий, дуже гігроскопічний. Має іонну будову Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термічно стійкий, леткий при прожарюванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Енергійно реагує з водою (з високим екзо-ефектом), утворює сильно лужний розчин (можливий осад гідроксиду), процес називається гасіння вапна. Реагує з кислотами, оксидами металів та неметалів. Застосовується для синтезу інших сполук кальцію, у виробництві Са(ОН) 2 , СаС 2 та мінеральних добрив, як флюс у металургії, каталізатор в органічному синтезі, компонент в'яжучих матеріалів у будівництві.

Рівняння найважливіших реакцій:

ОтриманняСаО у промисловості- Випалення вапняку (900-1200 ° С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гідроксид кальцію Са(ОН) 2

Основний гідроксид. Технічна назва гашене вапно. Білий, гігроскопічний. Має іонну будову Са 2+ (ОН -) 2 . Розкладається при помірному нагріванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Малорозчинний у холодній воді (утворюється лужний розчин), ще менше – у киплячій воді. Прозорий розчин (вапняна вода) швидко мутніє через випадання осаду гідроксиду (суспензію називають вапняне молоко). Якісна реакція на іон Са 2+ - пропускання вуглекислого газу через вапняну воду з появою осаду Са0 3 і переходом його в розчин. Реагує з кислотами та кислотними оксидами, вступає в реакції іонного обміну. Застосовується у виробництві скла, білильного вапна, вапняних мінеральних добрив, для каустифікації соди та пом'якшення прісної води, а також для приготування вапняних будівельних розчинів - тістоподібних сумішей (пісок + гашене вапно + вода), що служать сполучним матеріалом. оштукатурювання) стін та інших будівельних цілей. Затвердіння («схоплювання») таких розчинів обумовлено поглинанням вуглекислого газу повітря.

Кальцій(Calcium), Ca, хімічний елемент ІІ групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 20, атомна маса 40,08; срібно-білий легкий метал. Природний елемент є сумішшю шести стабільних ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca і 48 Ca, з яких найбільш поширений 40 Ca (96, 97%).

Сполуки Ca - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - складні речовини. У 1808 році Г. Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті, приготував амальгаму Ca, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий "Кальцій" (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно) .

Поширення кальцію в природі.За поширеністю в земній корі Ca займає 5-е місце (після О, Si, Al та Fe); вміст 2,96% за масою. Він енергійно мігрує та накопичується у різних геохімічних системах, утворюючи 385 мінералів (4-е місце за кількістю мінералів). У мантії Землі Ca мало і, ймовірно, ще менше у земному ядрі (у залізних метеоритах 0,02%). Ca переважає у нижній частині земної кори, накопичуючись в основних породах; Більшість Ca укладено в польовому шпаті - анориті Ca; вміст в основних породах 6,72%, у кислих (граніти та інші) 1,58%. У біосфері відбувається виключно різка диференціація Ca, пов'язана головним чином з "карбонатною рівновагою": при взаємодії вуглекислого газу з карбонатом СаСО 3 утворюється бікарбонат розчинний Ca(HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Са 2+ + 2HCO 3-. Ця реакція є оборотною і є основою перерозподілу Ca. При високому вмісті CO 2 у водах Ca знаходиться в розчині, а при низькому вмісті CO 2 в осад випадає мінерал кальцит CaCO 3 утворюючи потужні поклади вапняку, крейди, мармуру.

Велику роль історії Ca грає і біогенна міграція. У живій речовині з елементів-металів Ca – головний. Відомі організми, які містять більше 10% Ca (більше вуглецю), що будують свій скелет з сполук Ca, головним чином з СаСО 3 (вапняні водорості, багато молюсків, голкошкірі, корали, корененіжки і т. д.). Із похованням скелетів мор. тварин і рослин пов'язане накопичення колосальних мас водоростевих, коралових та інших вапняків, які, занурюючись у земні глибини та мінералізуючись, перетворюються на різні види мармуру.

Величезні території з вологим кліматом (лісові зони, тундри) характеризуються дефіцитом Ca - тут він легко вилуговується з ґрунтів. З цим пов'язана низька родючість ґрунтів, низька продуктивність свійських тварин, їх малі розміри, нерідко хвороби скелета. Тому велике значення має вапнування грунтів, підживлення свійських тварин і птахів і т. д. Навпаки, в сухому кліматі СаСО 3 важкорозчинний, тому ландшафти степів і пустель багаті Ca. У солончаках та солоних озерах часто накопичується гіпс CaSO 4 ·2H 2 O.

Річки приносять в океан багато Ca, але він не затримується в океанічній воді (середній вміст 0,04%), а концентрується в скелетах організмів і після їхньої загибелі осаджується на дно переважно у формі CaCO 3 . Вапняні мули широко поширені на дні всіх океанів на глибинах не більше 4000 м (на великих глибинах відбувається розчинення СаСО 3 організми там нерідко відчувають дефіцит Ca).

Важливу роль міграції Ca грають підземні води. У вапнякових масивах вони місцями енергійно вилуговують CaCO 3 , з чим пов'язаний розвиток карсту, утворення печер, сталактитів та сталагмітів. Крім кальциту, у морях минулих геологічних епох було поширене відкладення фосфатів Ca (наприклад, родовища фосфоритів Каратау у Казахстані), доломіту CaCO 3 ·MgCO 3 , а лагунах при випаровуванні - гіпсу.

У результаті геологічної історії зростало біогенне карбонатообразование, а хімічне осадження кальциту зменшувалася. У докембрійських морях (понад 600 млн років тому) був тварин з вапняним скелетом; вони набули широкого поширення починаючи з кембрію (корали, губки тощо). Це пов'язують із високим вмістом CO 2 в атмосфері докембрію.

Фізичні властивості.Кристалічні грати α-форми Ca (стійкої при звичайній температурі) гранецентровані кубічні, а = 5,56Å. Атомний радіус 1,97 Å, іонний радіус Ca 2+ , 1,04 Å. Щільність 1,54 г/см3 (20 °C). Вище 464 °C стійка гексагональна β-форма. t пл 851 °C, t кіп 1482 °C; температурний коефіцієнт лінійного розширення 22 · 10 -6 (0-300 ° C); теплопровідність при 20 °C 125,6 Вт/(м·К) або 0,3 кал/(см·сек·°C); питома теплоємність (0-100 °C) 623,9 дж/(кг·К) або 0,149 кал/(г·°C); питомий електроопір при 20 °C 4,6 · 10 -8 ом · м або 4,6 · 10 -6 ом · см; температурний коефіцієнт електроопору 4,57 · 10 -3 (20 ° C). Модуль пружності 26 Гн/м2 (2600 кгс/мм2); межа міцності при розтягуванні 60 Мн/м2 (6 кгс/мм2); межа пружності 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2), межа плинності 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2); відносне подовження 50%; твердість по Брінеллю 200-300 Мн/м2 (20-30 кгс/мм2). Кальцій досить високої чистоти пластичний, добре пресується, прокочується та піддається обробці різанням.

Хімічні властивості.Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома Ca 4s 2 відповідно до Ca в сполуках 2-валент. Хімічно Ca дуже активний. При звичайній температурі Ca легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах або під мінеральною олією. При нагріванні на повітрі чи кисні запалюється, даючи основний оксид CaO. Відомі також пероксиди Ca - CaO 2 та CaO 4 . З холодною водою Ca взаємодіє спочатку швидко, потім реакція уповільнюється внаслідок утворення плівки Ca(OH) 2 . Ca енергійно взаємодіє з гарячою водою та кислотами, виділяючи H 2 (крім концентрованої HNO 3). З фтором реагує на холод, а з хлором і бромом - вище 400 °C, даючи відповідно CaF 2 , CaCl 2 і CaBr 2 . Ці галогеніди в розплавленому стані утворюють з Ca так званих субсполук - CaF, CaCl, в яких Ca формально одновалентний. При нагріванні Ca з сіркою виходить сульфід кальцію CaS, останній приєднує сірку, утворюючи полісульфіди (CaS 2 CaS 4 та інші). Взаємодіючи із сухим воднем при 300-400 °C, Ca утворює гідрид CaH 2 - іонна сполука, в якій водень є аніоном. При 500 °C Ca та азот дають нітрид Ca 3 N 2 ; взаємодія Ca з аміаком на холоді призводить до комплексного аміакату Ca 6 . При нагріванні без доступу повітря з графітом, кремнієм або фосфором Ca дає відповідно карбід кальцію CaC 2 силіциди Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 і фосфід Ca 3 P 2 . Ca утворює інтерметалеві сполуки з Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn та інші.

Отримання Кальцію.У промисловості Ca одержують двома способами: 1) нагріванням брикетованої суміші CaO та порошку Al при 1200 °C у вакуумі 0,01-0,02 мм рт. ст.; що виділяються по реакції: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca пари Ca конденсуються на холодній поверхні; 2) електролізом розплаву CaCl 2 і KCl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав Cu - Ca (65% Ca), з якого Ca відганяють за температури 950-1000 °C у вакуумі 0,1-0,001 мм рт. ст.

Застосування: Кальція.У вигляді чистого металу Ca застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb та деяких рідкісноземельних металів з їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішки азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування в техніці отримали антифрикційні матеріали системи Pb-Na-Ca, а також сплави Pb-Ca, що служать для виготовлення оболонки електрич. кабелів. Сплав Ca-Si-Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей.

Кальцій у організмі. Ca - один із біогенних елементів, необхідних для нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин та рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому Ca. У деяких організмів вміст Ca сягає 38%; у людини – 1,4-2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів Ca 2+ , Na + і K + у позаклітинних середовищах. Рослини отримують Ca з ґрунту. По їх відношенню до Ca рослини поділяють на кальцефіли та кальцефоби. Тварини отримують Ca з їжею та водою. Ca необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, запліднення яйцеклітин риб та інших тварин, активації низки ферментів. Іони Ca 2+ передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білків крові, беруть участь у її згортанні. У клітинах майже весь Ca знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20-40% Ca може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97-99% всього Ca використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді CaCO 3 (раковини молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають Ca перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах.

Зміст Ca в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидних та щитовидних залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін D. Всмоктування Ca відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння Ca погіршується при зниженні кислотності в кишечнику і залежить від співвідношення Ca, P та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення Са/Р у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку їжі P або щавлевої кислоти всмоктування Ca погіршується. Жовчні кислоти прискорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир у їжі людини 0,04-0,08 г Ca на 1 г жиру. Виділення Ca відбувається головним чином через кишківник. Ссавці в період лактації втрачають багато Ca з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин – зміна складу та будови скелета (остеомаляція).

Кальцій - хімічний елемент II групи з атомним номером 20 у періодичній системі, що позначається символом Ca (лат. Calcium). Кальцій – м'який лужноземельний метал сріблясто-сірого кольору.

20 елемент таблиці Менделєєва Назва елемента походить від лат. calx (в родовому відмінку calcis) - "вапно", "м'який камінь". Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій.
Сполуки кальцію — вапняк, мармур, гіпс (а також вапно — продукт випалення вапняку) застосовувалися у будівельній справі вже кілька тисячоліть тому.
Кальцій один із найпоширеніших на Землі елементів. Сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних та рослинних тканинах. На його частку припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію та заліза).

Знаходження кальцію у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.
Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза). Вміст елемента у морській воді – 400 мг/л.

Ізотопи

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca та 48Ca, серед яких найпоширеніший – 40Ca – становить 96,97 %. Ядра кальцію містять магічну кількість протонів: Z = 20. Ізотопи
40
20
Ca20 та
48
20
Ca28 є двома з п'яти існуючих у природі ядер із двічі магічним числом.
З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), має подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 1,6 · 1017 років.

У гірських породах та мінералах

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо), особливо у польовому шпаті — анортиті Ca.
У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.
Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O і гіпс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3·CaCO3. Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.
Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Біологічна роль кальцію

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина знаходиться в скелеті та зубах. У кістках кальцій міститься у вигляді гідроксіапатиту. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються «скелети» більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах згортання крові, а також служать одним з універсальних вторинних посередників усередині клітин і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси — м'язове скорочення, екзоцитоз, у тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-4 ммоль/л, міжклітинних рідинах близько 2,5 ммоль/л.

Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих у віці 19-50 років та дітей 4-8 років включно денна потреба (RDA) становить 1000 мг (міститься приблизно у 790 мл молока з жирністю 1%), а для дітей віком від 9 до 18 років включно – 1300 мг на добу (міститься приблизно 1030 мл молока жирністю 1%). У підлітковому віці споживання достатньої кількості кальцію дуже важливе через інтенсивне зростання скелета. Проте за даними досліджень у США лише 11 % дівчаток та 31 % хлопчиків віком 12-19 років досягають своїх потреб. У збалансованій дієті більшість кальцію (близько 80 %) надходить у організм дитини з молочними продуктами. Кальцій, що залишився, припадає на зернові (у тому числі цільнозерновий хліб і гречку), бобові, апельсини, зелень, горіхи. У «молочних» продуктах на основі молочного жиру (вершковому маслі, вершках, сметані, морозиві на основі вершків) кальцію практично не міститься. Чим більше у молочному продукті молочного жиру, тим менше у ньому кальцію. Всмоктування кальцію в кишечнику відбувається двома способами: черезклітинно (трансцелюлярно) та міжклітинно (парацеллюлярно). Перший механізм опосередкований дією активної форми вітаміну D (кальцитріолу) та її кишковими рецепторами. Він грає велику роль при малому та помірному споживанні кальцію. При більшому вмісті кальцію в дієті основну роль починає грати міжклітинна абсорбція, пов'язана з великим градієнтом концентрації кальцію. За рахунок надклітинного механізму кальцій всмоктується переважно у дванадцятипалій кишці (через найбільшу концентрацію там рецепторів у кальцитріолу). За рахунок міжклітинного пасивного перенесення абсорбція кальцію найактивніша у всіх трьох відділах тонкого кишечника. Всмоктування кальцію парацелюлярно сприяє лактоза (молочний цукор).

Засвоєнню кальцію перешкоджають деякі тваринні жири (включаючи жир коров'ячого молока та яловичий жир, але не сало) та пальмову олію. Пальмітинова і стеаринова жирні кислоти, що містяться в таких жирах, відщеплюються при перетравленні в кишечнику і у вільному вигляді міцно пов'язують кальцій, утворюючи пальмітат кальцію і стеарат кальцію (нерозчинні мила). У вигляді цього мила зі стільцем втрачається як кальцій, і жир. Цей механізм відповідальний за зниження всмоктування кальцію, зниження мінералізації кісток та зниження непрямих показників їхньої міцності у немовлят при використанні дитячих сумішей на основі пальмової олії (пальмового олеїну). У таких дітей утворення кальцієвих мил у кишечнику асоціюється з ущільненням випорожнень, зменшенням його частоти, а також більш частим відрижкою та коліками.

Концентрація кальцію в крові через її важливість для великої кількості життєво важливих процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні та достатньому споживанні знежирених молочних продуктів та вітаміну D дефіциту не виникає. Тривалий дефіцит кальцію та/або вітаміну D у дієті призводить до збільшення ризику остеопорозу, а в дитинстві викликає рахіт.

Надлишкові дози кальцію та вітаміну D можуть спричинити гіперкальцемію. Максимальна безпечна доза для дорослих віком від 19 до 50 років становить 2500 мг на добу (близько 340 г сиру Едам).