Kalzium

Calcium ist ein chemisches Element ; es hat das Symbol Ca und die Ordnungszahl 20. Als Erdalkalimetall ist Calcium ein reaktives Metall, das an der Luft eine dunkle Oxid-Nitrid-Schicht bildet. Seine physikalischen und chemischen Eigenschaften ähneln am ehesten denen seiner schwereren Homologen Strontium und Barium . Es ist das fünfthäufigste Element in der Erdkruste und nach Eisen und Aluminium das dritthäufigste Metall . Die häufigste Calciumverbindung auf der Erde ist Calciumcarbonat , das in Kalkstein und Fossilien früher Meereslebewesen vorkommt; Gips , Anhydrit , Fluorit und Apatit sind ebenfalls Calciumquellen. Der Name leitet sich vom lateinischen Wort calx ( Kalk ) ab, das durch Erhitzen von Kalkstein gewonnen wurde.

Einige Calciumverbindungen waren bereits in der Antike bekannt, ihre chemische Zusammensetzung blieb jedoch bis ins 17. Jahrhundert unerforscht. Reines Calcium wurde 1808 durch Elektrolyse seines Oxids von Humphry Davy isoliert , der dem Element auch seinen Namen gab. Calciumverbindungen finden in vielen Industriezweigen breite Anwendung: in Lebensmitteln und Arzneimitteln zur Calciumsupplementierung , in der Papierindustrie als Bleichmittel, als Bestandteile von Zement und elektrischen Isolatoren sowie in der Seifenherstellung. Reines Calcium hingegen hat aufgrund seiner hohen Reaktivität nur wenige Anwendungsgebiete; dennoch wird es in geringen Mengen häufig als Legierungsbestandteil in der Stahlherstellung und gelegentlich als Calcium-Blei-Legierung in Autobatterien eingesetzt.

Calcium ist das häufigste Metall und das fünfthäufigste Element im menschlichen Körper . ^{[ 8 ]} Als Elektrolyte spielen Calciumionen (Ca²⁺) eine entscheidende Rolle in den physiologischen und ^{biochemischen} Prozessen von Organismen und Zellen : in Signaltransduktionswegen , wo sie als sekundäre Botenstoffe fungieren ; bei der Freisetzung von Neurotransmittern aus Neuronen ; bei der Kontraktion aller Muskelzelltypen ; als Cofaktoren in vielen Enzymen ; und bei der Befruchtung . ^{[ 8 ]} Calciumionen außerhalb der Zellen sind wichtig für die Aufrechterhaltung des Membranpotenzials erregbarer Zellen , die Proteinsynthese und die Knochenbildung. ^{[ 8 ] [ 9 ]}

Calcium ist ein sehr duktiles, silberfarbenes Metall (manchmal auch als blassgelb beschrieben), dessen Eigenschaften denen der schwereren Elemente seiner Gruppe, Strontium , Barium und Radium , sehr ähnlich sind . Ein Calciumatom besitzt 20 Elektronen mit der Elektronenkonfiguration [Ar]4s² ^. Wie die anderen Elemente der 2. Gruppe des Periodensystems hat Calcium zwei Valenzelektronen im äußersten s-Orbital, die in chemischen Reaktionen sehr leicht abgegeben werden und ein zweifach positiv geladenes Ion mit der stabilen Elektronenkonfiguration eines Edelgases , in diesem Fall Argon , bilden . ^{[ 10 ]}

Daher liegt Calcium in seinen Verbindungen fast immer zweiwertig vor , und diese sind üblicherweise ionisch . Hypothetische einwertige Calciumsalze wären zwar gegenüber ihren Elementen stabil, jedoch nicht gegenüber der Disproportionierung zu den zweiwertigen Salzen und Calciummetall, da die Bildungsenthalpie von MX₂ _deutlich höher ist als die der hypothetischen MX-Verbindungen. Dies liegt an der wesentlich höheren Gitterenergie des höher geladenen Ca²⁺ ^- Kations im Vergleich zum hypothetischen Ca⁺ ^- Kation. ^{[ 10 ]}

Calcium, Strontium , Barium und Radium zählen traditionell zu den Erdalkalimetallen ; die leichteren Metalle Beryllium und Magnesium , die ebenfalls zur zweiten Gruppe des Periodensystems gehören, werden oft auch dazugezählt. Beryllium und Magnesium unterscheiden sich jedoch in ihrem physikalischen und chemischen Verhalten deutlich von den anderen Mitgliedern dieser Gruppe: Sie verhalten sich eher wie Aluminium bzw. Zink und weisen einige der schwächeren metallischen Eigenschaften der Post-Übergangsmetalle auf , weshalb sie in der traditionellen Definition des Begriffs „Erdalkalimetall“ nicht enthalten sind. ^{[ 11 ]}

Calciummetall schmilzt bei 842 °C und siedet bei 1494 °C; diese Werte liegen höher als die von Magnesium und Strontium, den benachbarten Metallen der Gruppe 2. Es kristallisiert wie Strontium und Barium in einer kubisch-flächenzentrierten Struktur; oberhalb von 443 °C (716 K) geht es in eine kubisch-raumzentrierte Struktur über . ^{[ 4 ] [ 12 ]} Seine Dichte von 1,526 g/cm³ ⁽ bei 20 °C) ^{[ 4 ]} ist die niedrigste innerhalb seiner Gruppe. ^{[ 10 ]}

Calcium ist härter als Blei , lässt sich aber mit etwas Kraftaufwand mit einem Messer schneiden. Obwohl Calcium, bezogen auf das Volumen, ein schlechterer elektrischer Leiter als Kupfer oder Aluminium ist , leitet es, bezogen auf die Masse, aufgrund seiner sehr geringen Dichte besser. ^{[ 13 ]} Da Calcium schnell mit dem Luftsauerstoff reagiert, ist es für die meisten Anwendungen auf der Erde als Leiter ungeeignet. Seine Verwendung im Weltraum wurde jedoch bereits in Betracht gezogen. ^{[ 13 ]}

Die Chemie des Calciums entspricht der typischer schwerer Erdalkalimetalle. So reagiert Calcium beispielsweise spontan mit Wasser schneller als Magnesium, aber langsamer als Strontium, wobei Calciumhydroxid und Wasserstoffgas entstehen. Es reagiert außerdem mit dem Sauerstoff und Stickstoff der Luft zu einem Gemisch aus Calciumoxid und Calciumnitrid . ^{[ 14 ]} Fein verteilt verbrennt es spontan an der Luft und bildet dabei das Nitrid. Massives Calcium ist weniger reaktiv: Es bildet in feuchter Luft schnell eine Hydrathülle, kann aber bei einer relativen Luftfeuchtigkeit unter 30 % unbegrenzt bei Raumtemperatur gelagert werden. ^{[ 15 ]}

Neben dem einfachen Oxid CaO kann Calciumperoxid , CaO₂ _, durch direkte Oxidation von Calciummetall unter hohem Sauerstoffdruck hergestellt werden. Es gibt Hinweise auf ein gelbes Superoxid Ca(O₂ ₎ ₂ _. [ ^{16 ] Calciumhydroxid} , Ca(OH) _₂ , ist eine starke Base, wenn auch nicht so stark wie die Hydroxide von Strontium, Barium oder den Alkalimetallen. ^{[ 17 ]} Alle vier Dihalogenide des Calciums sind bekannt. ^{[ 18 ]} Calciumcarbonat (CaCO₃ ₎ und Calciumsulfat (CaSO₄ ₎ sind besonders häufige Mineralien. ^{[ 19 ]} Wie Strontium und Barium sowie die Alkalimetalle und die zweiwertigen Lanthanide Europium und Ytterbium löst sich Calciummetall direkt in flüssigem Ammoniak und ergibt eine dunkelblaue Lösung. ^{[ 20 ]}

Aufgrund der Größe des Calciumions (Ca²⁺ ⁾ sind hohe Koordinationszahlen häufig, bis zu 24 in einigen intermetallischen Verbindungen wie CaZn₁₃ _. [ ^{21 ] Calcium} bildet leicht Komplexe mit Sauerstoffchelaten wie EDTA und Polyphosphaten , die in der analytischen Chemie und zur Entfernung von Calciumionen aus hartem Wasser Anwendung finden . Bei fehlender sterischer Hinderung bilden kleinere Kationen der Gruppe 2 tendenziell stärkere Komplexe, während sich dieser Trend bei großen mehrzähnigen Makrozyklen umkehrt. ^{[ 19 ]}

Im Gegensatz zu Organomagnesiumverbindungen sind Organocalciumverbindungen, mit einer wichtigen Ausnahme – Calciumcarbid (CaC₂ ₎ –, nicht in vergleichbarer Weise nützlich . Dieses Material von historischer Bedeutung wird durch Erhitzen von Calciumoxid mit Kohlenstoff hergestellt. Laut Röntgenkristallographie kann Calciumcarbid als Ca²⁺-Derivat von Acetylid (C₂²⁻) beschrieben werden ^, obwohl _es ^kein Salz ist. Jährlich werden mehrere Millionen Tonnen Calciumcarbid produziert. Durch Hydrolyse entsteht Acetylen , das zum Schweißen und als chemische Vorstufe verwendet wird. Die Reaktion mit Stickstoffgas wandelt Calciumcarbid in Calciumcyanamid um . ^{[ 22 ]}

Ein zentrales Thema in der molekularen Organocalciumchemie ist der große Radius des Calciums, der häufig zu hohen Koordinationszahlen führt . So scheint Dimethylcalcium ein dreidimensionales Polymer zu sein ^{[ 23 ]} , während Dimethylmagnesium ein lineares Polymer mit tetraedrischen Mg-Zentren bildet. Sperrige Liganden sind oft erforderlich _, um die Bildung polymerer Spezies zu verhindern. Beispielsweise besitzt Calciumdicyclopentadienyl , Ca ( _C₅H₅ ) _₂, eine polymere Struktur und ist daher nicht flüchtig und in Lösungsmitteln unlöslich. Ersetzt man den C₅H₅ - Liganden durch den sperrigeren C₅ (CH₃ ₎ ₅ _{- Liganden (} Pentamethylcyclopentadienyl ) _, erhält man einen löslichen Komplex, der sublimiert und mit Ethern wohldefinierte Addukte bildet. ^{[ 19 ]} Organocalciumverbindungen weisen aufgrund der ähnlichen Ionenradien von Yb ²⁺ (102 pm) und Ca ²⁺ (100 pm) tendenziell größere Ähnlichkeit mit Organoytterbiumverbindungen auf. ^{[ 24 ]}

Organocalciumverbindungen wurden eingehend untersucht. Einige dieser Komplexe weisen katalytische Eigenschaften auf ^{[ 25 ]} , allerdings ist bisher keiner von ihnen kommerziell erhältlich.

Natürliches Calcium ist ein Gemisch aus fünf stabilen Isotopen – ^⁴⁰ Ca, ^⁴²Ca , ^⁴³Ca, ^⁴⁴Ca und ^⁴⁶Ca – sowie ^⁴⁸ Ca , dessen Halbwertszeit von 4,3 × 10 ^¹⁹ Jahren so lang ist, dass es praktisch als stabil gelten kann. Calcium ist das erste (leichteste) Element mit sechs natürlich vorkommenden Isotopen. ^{[ 14 ]}

Das mit Abstand häufigste Isotop ist ^⁴⁰ Ca, das 96,941 % des natürlichen Calciums ausmacht. Es entsteht beim Siliziumbrennen durch die Fusion von Alphateilchen und ist das schwerste stabile Nuklid mit gleicher Protonen- und Neutronenzahl; sein Vorkommen wird zudem langsam durch den Zerfall des primordialen ^⁴⁰K ergänzt . Die Hinzufügung eines weiteren Alphateilchens führt zu instabilem ^{⁴⁴ Ti, das durch zwei aufeinanderfolgende} Elektroneneinfänge zu stabilem ^⁴⁴ Ca zerfällt ; dieses macht 2,806 % des natürlichen Calciums aus und ist das zweithäufigste Isotop. ^{[ 26 ] [ 27 ]}

Die vier anderen natürlichen Calciumisotope ^{⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁶Ca und ⁴⁸} Ca sind deutlich seltener und machen jeweils weniger als 1 % des natürlichen Calciums aus. Die vier leichteren Isotope entstehen hauptsächlich durch Sauerstoff- und Siliziumverbrennung, während die beiden schwereren durch Neutroneneinfang gebildet werden . ^⁴⁶ Ca entsteht vorwiegend in einem „heißen“ s-Prozess , da seine Bildung einen relativ hohen Neutronenfluss erfordert, damit das kurzlebige ^⁴⁵ Ca ein Neutron einfangen kann. ^⁴⁸ Ca entsteht durch Elektroneneinfang im r-Prozess in Typ-Ia-Supernovae , wo ein hoher Neutronenüberschuss und eine ausreichend niedrige Entropie sein Überleben gewährleisten. ^{[ 26 ] [ 27 ]}

^⁴⁶ Ca und ^⁴⁸ Ca sind die ersten „klassisch stabilen“ Nuklide mit einem Neutronenüberschuss von 6 bzw. 8 Neutronen. Obwohl ^⁴⁸ Ca für ein so leichtes Element extrem neutronenreich ist, ist es aufgrund seiner doppelt magischen Eigenschaften – 20 Protonen und 28 Neutronen in abgeschlossenen Schalen – sehr stabil. Sein Beta-Zerfall zu ^⁴⁸ Sc ist aufgrund der großen Diskrepanz der Kernspins stark eingeschränkt : ^⁴⁸ Ca besitzt einen Spin von null (geradzahlig) , während ^⁴⁸Sc einen Spin von 6+ aufweist. Daher ist der Zerfall aufgrund der Drehimpulserhaltung verboten . Zwar stehen auch zwei angeregte Zustände von ^⁴⁸ Sc für den Zerfall zur Verfügung, diese sind jedoch aufgrund ihrer hohen Spins ebenfalls verboten. Folglich zerfällt ^{⁴⁸ Ca durch} doppelten Beta-Zerfall zu ^⁴⁸ Ti und ist damit das leichteste bekannte Nuklid, das einen doppelten Beta-Zerfall durchläuft. ^{[ 28 ] [ 29 ]}

^{Theoretisch kann ⁴⁶} Ca auch durch Doppelbeta-Zerfall zu ^⁴⁶ Ti zerfallen, dies wurde jedoch noch nie beobachtet. Das häufigste Isotop ^⁴⁰ Ca ist ebenfalls doppelt magisch und könnte durch doppelten Elektroneneinfang zu ^⁴⁰ Ar zerfallen , was aber auch noch nie beobachtet wurde. Calcium ist das einzige Element mit zwei primordialen doppelt magischen Isotopen. Die experimentellen unteren Grenzwerte für die Halbwertszeiten von ^⁴⁰ Ca und ^⁴⁶ Ca betragen 5,9 × 10 ^²¹ Jahre bzw. 2,8 × 10^¹⁵ Jahre. ^{[ 28 ]}

Abgesehen von ^{⁴⁸Ca ist ⁴¹Ca} das langlebigste Radioisotop des Calciums. Es zerfällt durch Elektroneneinfang zu stabilem ^⁴¹K mit einer Halbwertszeit von etwa 10⁵ ^Jahren . Seine Existenz im frühen Sonnensystem als ausgestorbenes Radionuklid wurde aus Überschüssen von ⁴¹K abgeleitet. ^Spuren von ^⁴¹Ca existieren auch heute noch, da es ein kosmogenes Nuklid ist , das kontinuierlich durch Neutronenaktivierung von natürlichem ^⁴⁰Ca entsteht . ^{[ 27 ]}

Es sind viele weitere Calcium-Radioisotope bekannt, die von ^³⁵ Ca bis ^⁶⁰ Ca reichen. Sie alle sind deutlich kurzlebiger als ^⁴¹ Ca; die stabilsten sind ^⁴⁵ Ca (Halbwertszeit 163 Tage) und ^⁴⁷ Ca (Halbwertszeit 4,54 Tage). Isotope, die leichter als ^⁴² Ca sind, zerfallen üblicherweise durch Beta-Plus-Zerfall zu Kaliumisotopen, und solche, die schwerer als ^⁴⁴ Ca sind, zerfallen üblicherweise durch Beta-Minus-Zerfall zu Scandium ; in der Nähe der nuklearen Tropflinie spielen jedoch auch Protonen- und Neutronenemission eine bedeutende Rolle als Zerfallsmechanismen. ^{[ 28 ]}

Wie bei anderen Elementen verändern verschiedene Prozesse die relative Häufigkeit von Calciumisotopen. ^{[ 30 ]} Der am besten untersuchte dieser Prozesse ist die massenabhängige Fraktionierung von Calciumisotopen, die mit der Ausfällung von Calciummineralien wie Calcit , Aragonit und Apatit aus Lösungen einhergeht. Leichtere Isotope werden bevorzugt in diese Mineralien eingebaut, wodurch die umgebende Lösung mit schwereren Isotopen angereichert wird. Die Anreicherung beträgt bei Raumtemperatur etwa 0,025 % pro atomarer Masseneinheit (amu). Massenabhängige Unterschiede in der Calciumisotopenzusammensetzung werden üblicherweise durch das Verhältnis zweier Isotope (meist ^⁴⁴ Ca/ ^⁴⁰ Ca) in einer Probe im Vergleich zum gleichen Verhältnis in einem Standardreferenzmaterial ausgedrückt. Das Verhältnis ^⁴⁴ Ca/ ^⁴⁰ Ca variiert zwischen Organismen auf der Erde um etwa 1–2 ‰. ^{[ 31 ]}

Calciumverbindungen waren seit Jahrtausenden bekannt, ihre chemische Zusammensetzung wurde jedoch erst im 17. Jahrhundert aufgeklärt. ^{[ 32 ]} Kalk wurde bereits um 7000 v. Chr. als Baumaterial ^{[ 33 ]} und als Gips für Statuen verwendet. ^{[ 34 ]} Der erste datierte Kalkofen stammt aus dem Jahr 2500 v. Chr. und wurde in Chafadscha , Mesopotamien , gefunden . ^{[ 35 ] [ 36 ]}

Etwa zur gleichen Zeit wurde beim Bau der Cheops-Pyramide entwässerter Gips (CaSO₄ _· 2H₂O ₎ verwendet . Dieses Material diente später als Putz im Grab des Tutanchamun . Die alten Römer hingegen verwendeten Kalkmörtel, der durch Erhitzen von Kalkstein (CaCO₃ ₎ hergestellt wurde . Der Name „Calcium“ selbst leitet sich vom lateinischen Wort calx „Kalk“ ab. ^{[ 32 ]}

Vitruv bemerkte, dass der entstandene Kalk leichter war als der ursprüngliche Kalkstein, und führte dies auf das Kochen des Wassers zurück. 1755 bewies Joseph Black , dass dies auf den Verlust von Kohlendioxid zurückzuführen war , das den alten Römern als Gas noch nicht bekannt war. ^{[ 37 ]}

1789 vermutete Antoine Lavoisier , dass Kalk ein Oxid eines Elements sein könnte. In seiner Elementtabelle führte Lavoisier fünf „salzbare Erden“ auf (d. h. Erze, die mit Säuren zu Salzen reagieren konnten ( salis = Salz, lateinisch): Kalk (Calciumoxid), Magnesiumoxid (Magnesiumdioxid), Bariumsulfat ( Bariumsulfat), Aluminiumoxid ( Aluminiumoxid ) und Siliciumdioxid (Siliciumdioxid)). Über diese „Elemente“ argumentierte Lavoisier:

Wir kennen vermutlich bisher nur einen Teil der in der Natur vorkommenden metallischen Substanzen, da alle, die eine stärkere Affinität zu Sauerstoff als Kohlenstoff besitzen, bisher nicht in einen metallischen Zustand überführt werden können und uns daher nur als Oxide vorliegen, weshalb sie mit Erden verwechselt werden. Es ist sehr wahrscheinlich, dass Baryt, das wir eben noch zu den Erden gezählt haben, sich in dieser Lage befindet; denn in vielen Experimenten zeigt es Eigenschaften, die denen metallischer Körper sehr nahekommen. Es ist sogar möglich, dass alle Substanzen, die wir als Erden bezeichnen, lediglich metallische Oxide sind, die sich durch kein bisher bekanntes Verfahren reduzieren lassen. ^{[ 38 ]}

Calcium wurde zusammen mit seinen verwandten Elementen Magnesium, Strontium und Barium erstmals 1808 von Humphry Davy isoliert. Aufbauend auf den Arbeiten von Jöns Jakob Berzelius und Magnus Martin aus Pontin zur Elektrolyse isolierte Davy Calcium und Magnesium, indem er ein Gemisch der jeweiligen Metalloxide mit Quecksilber(II)-oxid auf eine Platinplatte gab , die als Anode diente. Die Kathode bestand aus einem teilweise in Quecksilber eingetauchten Platindraht. Durch Elektrolyse entstanden Calcium-Quecksilber- und Magnesium-Quecksilber-Amalgame, und durch Abdestillieren des Quecksilbers wurde das Metall gewonnen. ^{[ 32 ] [ 39 ]} Reines Calcium lässt sich jedoch mit dieser Methode nicht in großen Mengen herstellen, und ein praktikables kommerzielles Verfahren zu seiner Produktion wurde erst über ein Jahrhundert später gefunden. ^{[ 37 ]}

Mit einem Anteil von 3 % ist Calcium das fünfthäufigste Element in der Erdkruste und nach Aluminium und Eisen das dritthäufigste Metall . ^{[ 40 ]} Es ist außerdem das vierthäufigste Element im Hochland des Mondes . ^{[ 15 ]} Sedimentäre Calciumcarbonat- Ablagerungen durchziehen die Erdoberfläche als fossile Überreste vergangener Meereslebewesen; sie kommen in zwei Formen vor: dem rhomboedrischen Calcit (häufiger) und dem orthorhombischen Aragonit (der sich in gemäßigteren Meeren bildet). Zu den Mineralien des ersten Typs gehören Kalkstein , Dolomit , Marmor , Kreide und Islandspat ; Aragonit-Lagerstätten bilden die Becken der Bahamas , der Florida Keys und des Roten Meeres . Korallen , Muscheln und Perlen bestehen größtenteils aus Calciumcarbonat. Zu den weiteren wichtigen Calciummineralien zählen Gips (CaSO ₄ ·2H ₂ O), Anhydrit (CaSO ₄ ), Fluorit (CaF ₂ ) und Apatit ([Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ X], X = OH, Cl oder F) ^{[ 32 ].}

Die Hauptproduzenten von Kalzium sind China (etwa 10.000 bis 12.000 Tonnen pro Jahr), Russland (etwa 6.000 bis 8.000 Tonnen pro Jahr) und die Vereinigten Staaten (etwa 2.000 bis 4.000 Tonnen pro Jahr). Kanada und Frankreich gehören zu den kleineren Produzenten. Im Jahr 2005 wurden etwa 24.000 Tonnen Kalzium produziert; etwa die Hälfte des weltweit geförderten Kalziums wird von den Vereinigten Staaten verbraucht, wobei jährlich etwa 80 % der Produktion verbraucht werden. ^{[ 13 ]}

In Russland und China wird Davys Elektrolyseverfahren weiterhin angewendet, allerdings auf geschmolzenes Calciumchlorid . ^{[ 13 ]} Da Calcium weniger reaktiv ist als Strontium oder Barium, ist die entstehende Oxid-Nitrid-Beschichtung an der Luft stabil, und die Bearbeitung mittels Drehen und anderer gängiger metallurgischer Verfahren eignet sich für Calcium. ^{[ 41 ]}

In den USA und Kanada wird Calcium stattdessen durch Reduktion von Kalk mit Aluminium bei hohen Temperaturen hergestellt. ^{[ 13 ]} Dabei werden pulverisierter, kalziumreicher Kalk und pulverisiertes Aluminium vermischt und zu Briketts verpresst , um einen hohen Kontakt zu gewährleisten. Diese Briketts werden anschließend in eine evakuierte , verschlossene und auf ca. 1200 °C erhitzte Retorte gegeben. ^{[ 13 ]} Die Briketts geben über einen Zeitraum von etwa 8 Stunden Kalziumdampf an das Vakuum ab, der an den gekühlten Enden der Retorte kondensiert und 24–34 kg Kalziummetall sowie einen geringen Rückstand an Kalziumaluminat bildet . ^{[ 13 ]} Hochreines Calcium kann durch Destillation von Kalzium niedriger Reinheit bei hohen Temperaturen gewonnen werden. ^{[ 13 ]}

Der Kalziumkreislauf stellt eine Verbindung zwischen Tektonik , Klima und Kohlenstoffkreislauf her . Vereinfacht ausgedrückt: Gebirgsbildung setzt kalziumhaltige Gesteine ​​wie Basalt und Granodiorit der chemischen Verwitterung aus und setzt dabei Ca²⁺ ^- Ionen ins Oberflächenwasser frei. Diese Ionen werden ins Meer transportiert, wo sie mit gelöstem CO₂ zu Kalkstein (CaCO₃) reagieren _. Dieser lagert sich _am Meeresboden ab und wird in neue Gesteine ​​eingebaut. Gelöstes CO₂ _wird zusammen mit Carbonat- und Bicarbonat- Ionen als „ gelöster anorganischer Kohlenstoff “ (DIC) bezeichnet . ^{[ 42 ]}

Die eigentliche Reaktion ist komplizierter und involviert das Bicarbonat-Ion (HCO₃⁻).⁻ ₃) das entsteht, wenn CO ₂ mit Wasser bei einem pH-Wert von Meerwasser reagiert :

Ca²⁺ + ² HCO₃⁻−3 → CaCO ₃ ↓ + CO ₂ + H ₂ O

Bei diesem pH-Wert des Meerwassers wird der größte Teil des gelösten CO₂ _{sofort wieder in} HCO₃⁻ umgewandelt.⁻ ₃Die Reaktion führt zu einem Nettotransport eines CO₂-Moleküls _aus dem Ozean/der Atmosphäre in die Lithosphäre . ^{[ 43 ]} Das Ergebnis ist, dass jedes durch chemische Verwitterung freigesetzte Ca²⁺ ^- Ion letztendlich ein CO₂-Molekül aus dem oberflächennahen System (Atmosphäre, Ozean, Boden und Lebewesen) entfernt _und in Karbonatgesteinen speichert, wo es wahrscheinlich Hunderte von Millionen Jahren verbleibt. Die Verwitterung von Kalzium aus Gesteinen bindet somit CO₂ _aus Ozean und Luft und hat dadurch einen starken langfristigen Einfluss auf das Klima. ^{[ 42 ] [ 44 ]}

Die größte Verwendung von metallischem Calcium findet sich in der Stahlherstellung , bedingt durch seine starke chemische Affinität zu Chalkogenen, Sauerstoff und Schwefel . Seine Oxide und Sulfide bilden im Stahl flüssigen Kalk, Aluminat- und Sulfideinschlüsse, die aus dem Stahl austreten. Durch Behandlung verteilen sich diese Einschlüsse im Stahl und werden klein und kugelförmig, wodurch die Gießbarkeit, die Reinheit und die allgemeinen mechanischen Eigenschaften verbessert werden. Calcium wird auch in wartungsfreien Autobatterien eingesetzt . Die Verwendung von 0,1%igen Calcium- Blei- Legierungen anstelle der üblichen Antimon -Blei-Legierungen führt zu geringerem Wasserverlust und geringerer Selbstentladung. ^{[ 45 ]}

Aufgrund der Gefahr von Ausdehnung und Rissbildung wird diesen Legierungen mitunter auch Aluminium beigemischt. Diese Blei-Calcium-Legierungen werden auch im Guss verwendet und ersetzen dort Blei-Antimon-Legierungen. ^{[ 45 ]} Calcium dient außerdem zur Verstärkung von Aluminiumlegierungen für Lager, zur Kontrolle des Graphitgehalts in Gusseisen und zur Entfernung von Wismutverunreinigungen aus Blei. ^{[ 41 ]} Calciummetall ist in einigen Abflussreinigern enthalten, wo es Wärme erzeugt und Calciumhydroxid bildet , welches Fette verseift und Proteine ​​(z. B. in Haaren) verflüssigt, die Abflüsse verstopfen. ^{[ 46 ]}

Neben der Metallurgie wird die Reaktivität von Calcium genutzt, um Stickstoff aus hochreinem Argongas zu entfernen und als Getter für Sauerstoff und Stickstoff zu dienen. Es wird außerdem als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Chrom , Zirkonium , Thorium , Vanadium und Uran eingesetzt . Darüber hinaus kann es zur Speicherung von Wasserstoffgas verwendet werden, da es mit Wasserstoff zu festem Calciumhydrid reagiert , aus dem der Wasserstoff leicht wieder extrahiert werden kann. ^{[ 41 ]}

Die Fraktionierung von Calciumisotopen während der Mineralbildung hat zu verschiedenen Anwendungen von Calciumisotopen geführt. Insbesondere die Beobachtung von Skulan und DePaolo ^{[ 47 ]} aus dem Jahr 1997 , dass Calciumminerale isotopisch leichter sind als die Lösungen, aus denen sie ausfallen, bildet die Grundlage für analoge Anwendungen in der Medizin und der Paläozeanographie. Bei Tieren mit calciummineralisierten Skeletten spiegelt die Calciumisotopenzusammensetzung des Weichgewebes die relative Bildungs- und Auflösungsrate der Skelettminerale wider. ^{[ 48 ]}

Beim Menschen wurde ein Zusammenhang zwischen Veränderungen der Kalziumisotopenzusammensetzung im Urin und Veränderungen des Knochenmineralhaushalts nachgewiesen. Übersteigt die Knochenbildungsrate die Knochenabbaurate, steigt das ^⁴⁴ Ca/ ^⁴⁰ Ca-Verhältnis im Weichgewebe und umgekehrt. Aufgrund dieses Zusammenhangs können Kalziumisotopenmessungen in Urin oder Blut für die Früherkennung von Stoffwechselerkrankungen des Knochens wie Osteoporose hilfreich sein . ^{[ 48 ]}

Ein ähnliches System existiert im Meerwasser, wo das Verhältnis ^{von ⁴⁴Ca} zu ^⁴⁰Ca tendenziell ansteigt, wenn die durch Mineralausfällung bedingte Entfernung von Ca²⁺ ^{den Eintrag von neuem Calcium in den Ozean übersteigt. 1997 präsentierten Skulan und DePaolo die ersten Belege für Veränderungen des ⁴⁴Ca} / ^⁴⁰Ca -Verhältnisses im Meerwasser im Laufe geologischer Zeiträume und lieferten eine theoretische Erklärung für diese Veränderungen. Neuere Veröffentlichungen haben diese Beobachtung bestätigt und gezeigt, dass die Ca²⁺-Konzentration im Meerwasser ^nicht konstant ist und sich der Ozean hinsichtlich Calciumzufuhr und -abgabe nie in einem „stationären Zustand“ befindet. Dies hat wichtige klimatologische Implikationen, da der marine Calciumkreislauf eng mit dem Kohlenstoffkreislauf verknüpft ist . ^{[ 49 ] [ 50 ]}

Viele Calciumverbindungen finden unter anderem in Lebensmitteln, Arzneimitteln und der Medizin Verwendung. So werden beispielsweise Calcium und Phosphor in Lebensmitteln durch die Zugabe von Calciumlactat , Calciumdiphosphat und Tricalciumphosphat ergänzt . Letzteres dient auch als Poliermittel in Zahnpasta und Antazida . Calciumlactobionat ist ein weißes Pulver, das als Suspendiermittel in Arzneimitteln eingesetzt wird. Beim Backen wird Calciumphosphat als Backtriebmittel verwendet . Calciumsulfit dient als Bleichmittel in der Papierherstellung und als Desinfektionsmittel, Calciumsilikat als Verstärkungsmittel in Gummi und Calciumacetat ist Bestandteil von Kalkharz und wird zur Herstellung von Metallseifen und Kunstharzen verwendet. ^{[ 45 ]}

Kalziumpräparate stehen auf der Liste der unentbehrlichen Arzneimittel der Weltgesundheitsorganisation . ^{[ 51 ]}

Zu den kalziumreichen Lebensmitteln gehören Milchprodukte wie Milch , Joghurt und Käse sowie Sardinen , Lachs , Sojaprodukte , Grünkohl und angereicherte Frühstückscerealien . ^{[ 9 ]}

Aufgrund von Bedenken hinsichtlich langfristiger Nebenwirkungen, darunter Arterienverkalkung und Nierensteinbildung , haben sowohl das US-amerikanische Institute of Medicine (IOM) als auch die Europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit (EFSA) tolerierbare Höchstmengen (ULs) für die kombinierte Kalziumzufuhr aus Nahrung und Nahrungsergänzungsmitteln festgelegt. Laut IOM sollten Personen im Alter von 9 bis 18 Jahren nicht mehr als 3 g/Tag, Personen im Alter von 19 bis 50 Jahren nicht mehr als 2,5 g/Tag und Personen ab 51 Jahren nicht mehr als 2 g/Tag zu sich nehmen. ^{[ 52 ]} Die EFSA legte die UL für alle Erwachsenen auf 2,5 g/Tag fest, entschied jedoch, dass die Daten für Kinder und Jugendliche nicht ausreichten, um ULs zu bestimmen. ^{[ 53 ]}

Calcium ist ein essentielles Element, das in großen Mengen benötigt wird. ^{[ 8 ] [ 9 ]} Das Ca²⁺ ^- Ion wirkt als Elektrolyt und ist lebenswichtig für die Gesundheit des Muskel-, Kreislauf- und Verdauungssystems; es ist unerlässlich für den Knochenaufbau in Form von Hydroxylapatit und unterstützt die Synthese und Funktion von Blutzellen. Beispielsweise reguliert es die Muskelkontraktion , die Nervenleitung und die Blutgerinnung. Daher werden die intra- und extrazellulären Calciumspiegel vom Körper streng reguliert. Calcium kann diese Rolle erfüllen, da das Ca²⁺ ^{- Ion stabile} Koordinationskomplexe mit vielen organischen Verbindungen, insbesondere Proteinen , bildet ; es bildet außerdem Verbindungen mit einem breiten Löslichkeitsbereich, was die Bildung des Skeletts ermöglicht . ^{[ 8 ] [ 56 ]}

Calciumionen können durch Proteine ​​komplexiert werden, indem sie an die Carboxylgruppen von Glutaminsäure- oder Asparaginsäureresten binden , mit phosphorylierten Serin- , Tyrosin- oder Threoninresten interagieren oder durch γ-carboxylierte Aminosäurereste chelatisiert werden. Trypsin , ein Verdauungsenzym, nutzt die erste Methode; Osteocalcin , ein Knochenmatrixprotein, die dritte. ^{[ 57 ]}

Einige andere Knochenmatrixproteine ​​wie Osteopontin und Knochensialoprotein nutzen sowohl den ersten als auch den zweiten Mechanismus. Die direkte Aktivierung von Enzymen durch Kalziumbindung ist häufig; andere Enzyme werden durch nicht-kovalente Assoziation mit direkt Kalzium bindenden Enzymen aktiviert. Kalzium bindet außerdem an die Phospholipidschicht der Zellmembran und verankert so Proteine, die mit der Zelloberfläche assoziiert sind. ^{[ 57 ]}

Als Beispiel für die große Bandbreite der Löslichkeit von Calciumverbindungen sei erwähnt, dass Monocalciumphosphat sehr gut in Wasser löslich ist, 85 % des extrazellulären Calciums als Dicalciumphosphat mit einer Löslichkeit von 2,00  mM vorliegen und das Hydroxylapatit der Knochen in einer organischen Matrix aus Tricalciumphosphat mit einer Löslichkeit von 1000 μM besteht. ^{[ 57 ]}

Calcium ist ein häufiger Bestandteil von Multivitaminpräparaten ^{[ 8 ]} , jedoch kann die Zusammensetzung der Calciumkomplexe in diesen Präparaten die Bioverfügbarkeit beeinflussen , die von der Löslichkeit des jeweiligen Salzes abhängt: Calciumcitrat , -malat und -lactat sind hoch bioverfügbar, während Oxalat eine geringere Bioverfügbarkeit aufweist. Weitere Calciumpräparate sind Calciumcarbonat , Calciumcitratmalat und Calciumgluconat ^{[ 8 ]} . Der Darm resorbiert etwa ein Drittel des aufgenommenen Calciums als freies Ion , und der Calciumspiegel im Blutplasma wird anschließend von den Nieren reguliert ^{[ 8 ]} .

Parathormon und Vitamin D fördern die Knochenbildung, indem sie die Einlagerung von Kalziumionen ermöglichen und verstärken. Dies führt zu einem schnellen Knochenumbau, ohne die Knochenmasse oder den Mineralgehalt zu beeinflussen. ^{[ 8 ]} Sinkt der Kalziumspiegel im Blutplasma, werden Zelloberflächenrezeptoren aktiviert und Parathormon ausgeschüttet. Dieses stimuliert dann den Kalziumeintritt ins Blutplasma, indem es Kalzium aus Zielzellen in Niere, Darm und Knochen aufnimmt. Die knochenbildende Wirkung des Parathormons wird durch Calcitonin antagonisiert , dessen Sekretion mit steigendem Kalziumspiegel im Blutplasma zunimmt. ^{[ 57 ]}

Eine übermäßige Kalziumzufuhr kann zu Hyperkalzämie führen . Da Kalzium jedoch vom Darm nur ineffizient aufgenommen wird, ist ein erhöhter Serumkalziumspiegel eher auf eine übermäßige Ausschüttung von Parathormon (PTH) oder möglicherweise auf eine übermäßige Vitamin-D-Zufuhr zurückzuführen, da beide die Kalziumaufnahme fördern. In all diesen Fällen lagern sich überschüssige Kalziumsalze im Herzen, in den Blutgefäßen oder in den Nieren ab. Symptome sind unter anderem Appetitlosigkeit, Übelkeit, Erbrechen, Gedächtnisverlust, Verwirrtheit, Muskelschwäche, vermehrtes Wasserlassen, Dehydratation und metabolische Knochenerkrankungen. ^{[ 57 ]}

Chronische Hyperkalzämie führt typischerweise zu Weichteilverkalkung und deren schwerwiegenden Folgen: So kann Verkalkung beispielsweise zu einem Elastizitätsverlust der Gefäßwände und einer Störung der laminaren Blutströmung führen – und in der Folge zu Plaqueruptur und Thrombose . Umgekehrt kann eine unzureichende Kalzium- oder Vitamin-D-Zufuhr zu Hypokalzämie führen , die häufig ebenfalls durch eine unzureichende Parathormonsekretion oder defekte PTH-Rezeptoren in den Zellen verursacht wird. Zu den Symptomen gehören neuromuskuläre Erregbarkeit, die potenziell Tetanie und Reizleitungsstörungen im Herzgewebe verursachen kann. ^{[ 57 ]}

Da Kalzium für die Knochenentwicklung unerlässlich ist, lassen sich viele Knochenerkrankungen auf die organische Matrix oder das Hydroxylapatit in der molekularen Struktur oder Organisation des Knochens zurückführen. Osteoporose ist eine Abnahme des Mineralgehalts des Knochens pro Volumeneinheit und kann durch die Gabe von Kalzium, Vitamin D und Bisphosphonaten behandelt werden . ^{[ 8 ] [ 9 ]} Ein Mangel an Kalzium, Vitamin D oder Phosphaten kann zu einer Knochenerweichung, der sogenannten Osteomalazie , führen . ^{[ 57 ]}

Kalzium

Gefahren
GHS- Kennzeichnung : [ 58 ]
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H261
Vorsichtsmaßnahmen	P231+P232
NFPA 704 (Feuerdiamant)	0 3 1 W

Da Calcium exotherm mit Wasser und Säuren reagiert, führt der Kontakt von Calciummetall mit Körperfeuchtigkeit zu starker ätzender Reizung. ^{[ 59 ]} Beim Verschlucken hat Calciummetall die gleiche Wirkung auf Mund, Speiseröhre und Magen und kann tödlich sein. ^{[ 46 ]} Langfristige Exposition hat jedoch keine bekannten negativen Auswirkungen. ^{[ 59 ]}

• Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth (2005). „Calcium und Calciumlegierungen“. Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a04_515.pub2 . ISBN 978-3-527-30673-2Die