КАЛЬЦИЙ

Большая советская энциклопедия (БЭС)

(Calcium)
        Ca, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый лёгкий металл. Природный элемент представляет смесь шести стабильных изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, из которых наиболее распространён 40Ca (96, 97%).
         Соединения Ca — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка) уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Вплоть до конца 18 в. химики считали известь простым телом. В 1789 А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные. В 1808 Г. Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашёной извести с окисью ртути, приготовил амальгаму Ca, а отогнав из неё ртуть, получил металл, названный «кальций» (от лат. calx, родительный падеж calcis — известь).
         Распространение в природе. По распространённости в земной коре Ca занимает 5-е место (после О, Si, Al и Fe); содержание 2,96% по массе. Он энергично мигрирует и накапливается в различных геохимических системах, образуя 385 минералов (4-е место по числу минералов). В мантии Земли Ca мало и, вероятно, ещё меньше в земном ядре (в железных метеоритах (См. Метеориты) 0,02%). Ca преобладает в нижней части земной коры, накапливаясь в основных породах; большая часть Ca заключена в полевом шпате — анортите Ca [Al2Si2O8]; содержание в основных породах 6,72%, в кислых (граниты и др.) 1,58%. В биосфере происходит исключительно резкая дифференциация Ca, связанная главным образом с «карбонатным равновесием»: при взаимодействии углекислого газа с карбонатом CaCO3 образуется растворимый бикарбонат Са (НСО3)2:
         СаСО3 + H2O + CO2 Са (НСО3)2 Ca2+ + 2HCO3-.
        Эта реакция обратима и является основой перераспределения Ca. При высоком содержании CO2 в водах Ca находится в растворе, а при низком содержании CO2 в осадок выпадает минерал кальцит СаСОз, образуя мощные залежи известняка, мела, мрамора.
         Огромную роль в истории Ca играет и биогенная миграция. В живом веществе из элементов — металлов Ca — главный. Известны организмы, которые содержат более 10% Ca (больше углерода), строящие свой скелет из соединений Ca, главным образом из СаСО3 (известковые водоросли, многие моллюски, иглокожие, кораллы, корненожки и т.д.). С захоронением скелетов морских животных и растений связано накопление колоссальных масс водорослевых, коралловых и прочих известняков, которые, погружаясь в земные глубины и минерализуясь, превращаются в различные виды мрамора.
         Огромные территории с влажным климатом (лесные зоны, тундра) характеризуются дефицитом Ca — здесь он легко выщелачивается из почв. С этим связано низкое плодородие почв, низкая продуктивность домашних животных, их малые размеры, нередко болезни скелета. Поэтому большое значение имеет известкование почв, подкормка домашних животных и птиц и т.д. Напротив, в сухом климате СаСО3 трудно растворим, поэтому ландшафты степей и пустынь богаты Ca. В солончаках и солёных озёрах часто накапливается Гипс CaSO4·2H2O.
         Реки приносят в океан много Ca, но он не задерживается в океанической воде (ср. содержание 0,04%), а концентрируется в скелетах организмов и после их гибели осаждается на дно преимущественно в форме СаСО3. Известковые илы широко распространены на дне всех океанов на глубинах не более 4000 м (на больших глубинах происходит растворение СаСО3, организмы там нередко испытывают дефицит Ca).
         Важную роль в миграции Ca играют подземные воды. В известняковых массивах они местами энергично выщелачивают СаСО3, с чем связано развитие Карста, образование пещер, сталактитов и сталагмитов. Помимо кальцита, в морях прошлых геологических эпох было широко распространено отложение фосфатов Ca (например, месторождения фосфоритов Каратау в Казахстане), доломита СаСО3·MgCO3, а в лагунах при испарении —гипса.
         В ходе геологической истории росло биогенное карбонатообразование, а химическое осаждение кальцита уменьшалось. В докембрийских морях (свыше 600 млн. лет назад) не было животных с известковым скелетом; они приобрели широкое распространение начиная с кембрия (кораллы, губки и т.д.). Это связывают с высоким содержанием CO2 в атмосфере докембрия.
         Физические и химические свойства. Кристаллическая решётка -формы Ca (устойчивой при обычной температуре) гранецентрированная кубическая а = 5,56 . Атомный радиус 1,97 , ионный радиус Ca2+, 1,04 . Плотность 1,54 г/см3 (20 °С). Выше 464 °C устойчива гексагональная -форма. tпл 851°C, tkип 1482 °C; температурный коэффициент линейного расширения 2210-6 (0—300 °C); теплопроводность при 20 °C 125,6 Вт/(мК) или 0,3 кал/(смсек°С); удельная теплоёмкость (0—100 °С) 623,9 дж/(кгК) или 0,149 кал/(г°C); удельное электросопротивление при 20°C 4,610-8 омм или 4,610-6 омсм; температурный коэффициент электросопротивления 4,5710-3 (20 °C). Модуль упругости 26 Гн/м2 (2600 кгс/мм2); предел прочности при растяжении 60 Мн/м2 (6 кгс/мм2); предел упругости 4 Мн/м2 (0,4 кгс/мм2), предел текучести 38 Мн/м2 (3,8 кгс/мм2); относительное удлинение 50%; твердость по Бринеллю 200—300 Мн/м2 (20—30 кгс/мм2). К. достаточно высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием.
         Конфигурация внешней электронной оболочки атома Ca 4s2, в соответствии с чем Ca в соединениях 2-валентен. Химически Ca очень активен. При обычной температуре Ca легко взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, поэтому его хранят в герметически закрытых сосудах или под минеральным маслом. При нагревании на воздухе или в кислороде воспламеняется, давая основной окисел CaO (см. Кальция окись). Известны также перекиси Ca — CaO2 и СаО4. С холодной водой Ca взаимодействует сначала быстро, затем реакция замедляется вследствие образования пленки Ca (OH)2 (см. Кальция гидроокись). Ca энергично взаимодействует с горячей водой и кислотами, выделяя H2 (кроме концентрированной HNO3). С фтором реагирует на холоду, а с хлором и бромом — выше 400 °С, давая соответственно CaF2, CaCl2 и CaBr2 (см. Кальция фторид, Кальция хлорид, Кальция бромид). Эти галогениды в расплавленном состоянии образуют с Ca так называемого субсоединения — CaF, CaCI, в которых Ca формально одновалентен. При нагревании Ca c серой получается Кальция сульфид CaS, последний присоединяет серу, образуя полисульфиды (CaS2, CaS4 и др.). Взаимодействуя с сухим водородом при 300—400 °C Ca образует гидрид CaH2 — ионное соединение, в котором водород является анионом. При 500 °C Ca и азот дают нитрид Ca3N2; взаимодействие Ca с аммиаком на холоду приводит к комплексному аммиакату Ca [NH3]6. При нагревании без доступа воздуха с графитом, кремнием или фосфором Ca дает соответственно Карбид кальция CaC2, силициды CaSi2 и фосфид Ca3P2. Ca образует интерметаллические соединения с Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn и др.
         Получение и применение. В промышленности Ca получают двумя способами: 1) нагреванием брикетированной смеси CaO и порошка Al при 1200 °С в вакууме 0,01—0,02 мм рт. ст.; выделяющиеся по реакции: 6CaO +2Al = 3 СаОl2O3 + 3Са пары Ca конденсируются на холодной поверхности; 2) электролизом расплава CaCl2 и KCl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Cu — Ca (65% Ca), из которого Ca отгоняют при температуре 950—1000 °С в вакууме 0,1—0,001 мм рт. ст.
         В виде чистого металла Ca применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов из их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и др. сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примеси азота и в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах. Большое применение в технике получили Антифрикционные материалы системы Pb—Na—Ca, а также сплавы Pb—Ca, служащие для изготовления оболочки электрических кабелей. Сплав Ca—Si—Ca (силикокальций) применяется как раскислитель и дегазатор в производстве качественных сталей. О применении соединений К. см. в соответствующих статьях.
         А. Я. Фишер, А. И. Перельман.
         Кальций в организме. Ca — один из биогенных элементов (См. Биогенные элементы), необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных и растений. Лишь редкие организмы могут развиваться в среде, лишённой Ca у некоторых организмов содержание Ca достигает 38%; у человека — 1,4—2%. Клетки растительных и животных организмов нуждаются в строго определённых соотношениях ионов Ca2+, Na+ и К+ во внеклеточных средах. Растения получают Ca из почвы. По их отношению к Ca растения делят на кальцефилов (См. Кальцефилы) и кальцефобов (См. Кальцефобы). Животные получают Ca с пищей и водой. Ca необходим для образования ряда клеточных структур, поддержания нормальной проницаемости наружных клеточных мембран, для оплодотворения яйцеклеток рыб и др. животных, активации ряда ферментов. Ионы Ca2+ передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая его сокращение, увеличивают силу сердечных сокращений повышают фагоцитарную функцию лейкоцитов, активируют систему защитных белков крови, участвуют в её свертывании. В клетках почти весь Ca находится в виде соединений с белками, нуклеиновыми кислотами, фосфолипидами, в комплексах с неорганическими фосфатами и органическими кислотами. В плазме крови человека и высших животных только 20—40% Ca может быть связано с белками. У животных, обладающих скелетом, до 97—99% всего Ca используется в качестве строительного материала: у беспозвоночных в основном в виде CaCO3 (раковины моллюсков, кораллы), у позвоночных — в виде фосфатов. Многие беспозвоночные запасают Ca перед линькой для построения нового скелета или для обеспечения жизненных функции в неблагоприятных условиях.
         Содержание Ca в крови человека и высших животных регулируется гормонами паращитовидных и щитовидной желёз. Важнейшую роль в этих процессах играет витамин D. Всасывание Ca происходит в переднем отделе тонкого кишечника. Усвоение Ca ухудшается при снижении кислотности в кишечнике и зависит от соотношения Ca, Р и жира в пище. Оптимальные соотношения Ca/P в коровьем молоке около 1,3 (в картофеле 0,15, в бобах 0,13, в мясе 0,016). При избытке в пище Р или щавелевой кислоты всасывание Ca ухудшается, Желчные кислоты ускоряют его всасывание. Оптимальные соотношения Са/жир в пище человека 0,04—0,08 г Ca на 1 г жира. Выделение Ca происходит главным образом через кишечник. Млекопитающие в период лактации (См. Лактация) теряют много Ca с молоком. При нарушениях фосфорно-кальциевого обмена у молодых животных и детей развивается Рахит, у взрослых животных — изменение состава и строения скелета (Остеомаляция).
         И. А. Скульский.
         В медицине применение препаратов Ca устраняет нарушения, связанные с недостатком ионов Ca2+ в организме (при тетании, спазмофилии, рахите). Препараты Ca снижают повышенную чувствительность к аллергенам и используются для лечения аллергических заболеваний (сывороточная болезнь, крапивница, ангионевротический отёк, сенная лихорадкаи др.). Препараты Ca уменьшают повышенную проницаемость сосудов и оказывают противовоспалительное действие. Их применяют при геморрагическом васкулите, лучевой болезни, воспалительных и экссудативных процессах (пневмония, плеврит, эндометрит и др.) и некоторых кожных заболеваниях. Назначают как кровоостанавливающие средства, для улучшения деятельности сердечной мышцы и усиления действия препаратов наперстянки; как слабые мочегонные и как противоядия при отравлении солями магния. Вместе с др. средствами препараты Ca применяют для стимулирования родовой деятельности. Хлористый кальций вводят через рот и внутривенно. Оссокальцинол (15%-ная стерильная суспензия особым образом приготовленного костного порошка в персиковом масле) предложен для тканевой терапии. К препаратам Ca относится также гипс (CaSO4), применяемый в хирургии для гипсовых повязок, и мел (СаСО3), назначаемый внутрь при повышенной кислотности желудочного сока и для приготовления зубного порошка.
         Лит.: Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963, с. 370—75; Родякин В. В., Кальций, его соединения и сплавы, М., 1967; Капланский С. Я., Минеральный обмен, М. — Л.,1938; Вишняков С. И., Обмен макроэлементов у сельскохозяйственных животных, М., 1967.

Мультимедийная энциклопедия

Ca (calcium), химический элемент, относится к семейству щелочноземельных металлов Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, составляющих IIA подгруппу периодической системы элементов. Открыт Х.Дэви в 1808. Кальций - третий после алюминия и железа из наиболее распространенных металлов в земной коре, его получают преимущественно из известняка (карбонат кальция). Ведущими производителями кальция являются Австрия, Бразилия, Канада, Финляндия, Израиль и Норвегия. СВОЙСТВА КАЛЬЦИЯ Атомный номер 20 Атомная масса 40,08 Изотопы стабильные 40, 42, 43, 44, 46, 48 нестабильные 38, 39, 41, 45, 49 Температура плавления, ° С 842 Температура кипения, ° С 1495 Плотность, г/см3 1,55 Твердость (по Моосу) 1,5 Содержание в земной коре, % (масс.) 3,63 Степени окисления +2 Свойства. Кальций имеет в разрезе серебристо-белый цвет, но на воздухе тускнеет из-за образования оксида на его поверхности. Это пластичный металл тверже свинца. Кальций при нагревании в вакууме подвергается сублимации при температурах ниже точки плавления. Он умеренно растворим в воде, но плохо растворяется в этиловом спирте. При горении на воздухе образует оксид CaO и нитрид Ca3N2; нагретый металл непосредственно реагирует с галогенами. В соединениях кальций всегда двухвалентен. Применение. Главное применение кальция - это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов. Соединения. Кальций образует множество соединений. В отличие от ограниченного применения металлического кальция, его соединения широко применяются с тех пор, как первобытный человек использовал в качестве убежища известняковые пещеры. Оксид кальция CaO - наиболее важный промышленный продукт, служащий исходным сырьем для производства других полезных соединений кальция. CaO имеет несколько коммерческих названий: известь, жженая известь, негашеная известь. Чистый оксид кальция - белое кристаллическое вещество, термостойкий (т.пл. 2630° С). Оксид получают обжигом известняка и мела, при котором удаляют выделяющийся углекислый газ; процесс ведут в шахтных печах с использованием в качестве топлива древесины, угля, нефти или газа; в результате получаются пористые куски жженой извести. При хранении на влажном воздухе жженая известь поглощает углекислый газ и влагу, превращаясь в рыхлую гашеную известь (пушонку). При добавлении воды к CaO выделяется много тепла и образуется гашеная известь (гидроксид кальция). При нагревании оксида кальция с диоксидом кремния или силикатами образуется силикат кальция (см. ниже). Жженую известь широко используют в строительстве для приготовления кладочных и штукатурных растворов, для получения хлорной извести, при выделке кожи, медицинских препаратов и кормов. Гидроксид кальция Ca(OH)2 в виде белого порошка образуется при гашении извести. Он слабо растворим в воде, насыщенный раствор известен под названием "известковая вода", а при избытке гидроксида кальция образуется белая взвесь - "известковое молоко". Ca(OH)2 является основанием и поглощает углекислый газ из воздуха. Гидроксид кальция используется в медицине (в основном для понижения кислотности), в производстве штукатурки, кладочных строительных растворов, цемента, клеевых красок и удаления волоса со шкур при выделке кожи. Известковый кладочный раствор готовят смешением гашеной извести с песком при добавлении воды до получения пластичной массы. Раствор служит вяжущим веществом при возведении стен, так как на воздухе происходит реакция гашеной извести с углекислым газом воздуха с образованием карбоната кальция и выделением воды, поэтому раствор твердеет. Штукатурный раствор ведет себя аналогично. Карбонат кальция CaCO3 в природе распространен в форме минералов известняка или мрамора. Он является основой кальцита, мела, кораллов, яичной скорлупы, раковин морских животных. Доломит - смешанный карбонат кальция и магния. Карбонат кальция используют для приготовления цемента и бетона. Цемент готовят прокаливанием тонкой смеси карбоната кальция (известняк, мел или мергель) с силикатом (глина, сланец) или доменным шлаком. Если цемент смешать с песком и гравием или щебнем и добавить воды до получения пластичной массы, то образуется бетон. Этот материал твердеет и в отсутствие углекислого газа. Карбонат кальция нерастворим в чистой воде, но растворяется в воде, насыщенной углекислым газом, так как при этом образуется растворимая кислая соль Ca(HCO3)2. При кипячении раствора происходит выделение углекислого газа и нерастворимый карбонат кальция выпадает в осадок. Этими реакциями объясняется образование накипи при использовании жесткой воды в чайниках, отопительных системах или бойлерах. Аналогичные реакции происходят в природе, приводя к образованию карстовых промоин в известняке и росту сталактитов и сталагмитов. Жесткая вода содержит бикарбонат или сульфат кальция и (или) магния. При стирке и кипячении в жесткой воде на мыле образуется осадок, блокируя способность мыла к удалению грязи. Сульфат кальция CaSO4 существует в природе в виде минерала ангидрита. Дигидрат CaSO4*2H2O является важным промышленным минералом, известным под названиями гипс, алебастр, селенит и шелковистый шпат. Гипс добавляют в цемент для уменьшения скорости схватывания, его используют для изготовления пишущих мелков, сельскохозяйственной побелки, в качестве наполнителя красок, полировального порошка и для глянцевания бумаги. При 165-200° C гипс теряет 75% гидратной воды и образует штукатурный гипс. При увлажнении происходит поглощение воды и схватывание массы. Поскольку при затвердевании гипс слегка расширяется, он воспроизводит все тонкие детали любого объекта, на который нанесен, образуя слепок, и поэтому широко используется в изготовлении скульптур, хирургических и зубных слепков, производстве штукатурки и стеновых покрытий. Гипс, прокаленный до полного удаления гидратной воды, используется как высокотвердый поделочный материал. Специально приготовленный безводный сульфат кальция применяется для осушки газов и органических жидкостей, причем он легко регенерируется при нагревании. Другие серусодержащие соединения. Сульфит кальция CaSO3 и бисульфит кальция Ca(HSO3)2 используются для отбеливания древесной массы в целлюлозно-бумажной промышленности, для предотвращения закисления при ферментации и вместо тиосульфата натрия для отбеливания тканей. Сульфид кальция CaS получают прокаливанием смесей сульфата кальция с углеродом или карбоната кальция с серой. Сульфид применяется для приготовления люминофоров и для удаления волосяного покрова со шкур в кожевенной промышленности. Галогениды. Хлорид кальция CaCl2 получают из природных насыщенных соляных вод (рапы) или как побочный продукт производства соды по методу Сольве. Его можно получить также по реакции оксида или карбоната кальция с соляной кислотой. При комнатной температуре из раствора кристаллизуется бесцветный расплывающийся на воздухе гексагидрат CaCl2Ч6H2O. При прокаливании гексагидрат теряет воду и переходит последовательно в дигидрат, моногидрат и безводную соль. Эти соединения легко поглощают влагу и поэтому используются как осушители, а также в качестве соляной добавки для плавления снега и льда или для рассеяния тумана. Раствор хлорида кальция используют как антифриз для опрыскивания дорог и в шахтах, как хладагент в холодильных установках, при изготовлении цемента, огнестойких тканей и в огнетушителях. Фармакопейный хлорид кальция широко применяется в медицине, например для остановки кровотечения и увеличения свертываемости крови. Бромид CaBr2 и иодид CaI2 по химическим свойствам похожи на хлорид и применяются в фотографии и медицине. Фторид кальция, встречающийся в природе в виде минерала флюорита, или плавикового шпата, является основным сырьем для получения фтора. Фторид практически нерастворим в воде в отличие от других галогенидов. Хлорная (белильная) известь. Состав этого вещества в основном соответствует формуле CaOCl2 (сложная смесь хлорида и гипохлорита кальция). Это вещество получают, подавая газообразный хлор снизу через раствор гашеной извести, непрерывно впрыскиваемый во вращающийся аппарат сверху. Хлорная известь - беловатый порошок с сильным запахом хлора. При выдерживании на воздухе он поглощает влагу и углекислый газ и выделяет хлор. Обычный коммерческий продукт содержит около 35% активного хлора (количество хлора, выделяющееся при взаимодействии с соляной кислотой). Хлорная известь используется для отбеливания тканей и древесной массы, для дезинфекции питьевой воды и обезвреживания сточных вод. Еще недавно ее применяли вместо хлора и гипохлорита кальция для отбеливания тканей. Гипохлорит кальция Ca(ClO)2, часто называемый просто гипохлоритом, - белый негигроскопичный порошок с запахом хлора, содержит около 99% активного хлора и поэтому вдвое эффективнее хлорной извести. Он прост в употреблении и хорошо сохраняется. Применяется так же, как и хлорная известь. Фосфаты. Средний фосфат кальция Ca3(PO4)2 существует в природе в виде минерала фосфорита и является важным компонентом костей животных. Фосфат кальция служит сырьем для получения других фосфатов, фосфора, его соединений, используется в производстве фарфора, эмалей, молочного стекла. Гидрофосфат кальция CaHPO4 применяется как кормовая добавка скоту, в качестве цемента и пасты в стоматологии, как удобрение. Дигидрофосфат кальция Ca(H2PO4)2, или суперфосфат, лучше растворим в воде, чем другие, трех- или двухосновные соли, и поэтому пригоден для быстрой подкормки растений. Карбид кальция CaC2 получают восстановлением CaO коксом, древесным углем или антрацитом в электрической печи. При добавлении воды карбид разлагается с выделением ацетилена. При нагревании карбида кальция в среде азота можно получить цианамид кальция. См. также <<УГЛЕРОД>>. Цианамид кальция CaCN2 - прежде одно из важнейших соединений для фиксации атмосферного азота, теперь в основном используется как удобрение и для цементации стали. При парофазном гидролизе в автоклаве цианамид выделяет аммиак; если его прокаливать в смеси с хлоридом натрия и углеродом, то образуется цианид натрия NaCN, широко используемый для извлечения золота из руд. Арсенат кальция Ca3(AsO4)2 - белый порошок, образующийся по реакции между хлоридом кальция, гидроксидом кальция и арсенатом аммония. Это вещество - распространенный инсектицид, широко применяемый при опылении хлопковых полей для уничтожения вредных насекомых. Силикат кальция CaSiO3 широко распространен в природе в виде минерала волластонита. Он является основным содержимым шлака, образующегося в металлургическом процессе при выплавке металлов из руд. Если в руде имеется избыток песка, то при выплавке добавляют известняк и, наоборот, при избытке известняка в руде добавляют песок; соответственно образующийся силикат кальция в виде шлака собирается на поверхности расплавленного металла и удаляется из печи. В природе существуют также силикаты кальция иного состава. См. также <<ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ>>. ЛИТЕРАТУРА Родякин В.В. Кальций, его соединения и сплавы. М., 1967 Фрумина Н.С. и др. Аналитическая химия кальция. М., 1974

Современная Энциклопедия

КАЛЬЦИЙ (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,08; относится к щелочно-земельным металлам; tпл 842шC. Содержится в костной ткани позвоночных, раковинах моллюсков, яичной скорлупе. Кальций применяют для металлотермического получения других металлов, как газопоглотитель, сплав со свинцом - антифрикционный материал в производстве подшипников. Впервые получен английским ученым Г. Дэви в 1808.

Медицинская энциклопедия

I
Кальций (Calcium, Са)
химический элемент II группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева; относится к щелочноземельным металлам, обладает высокой биологической активностью.
Атомный номер кальция 20, атомная масса 40,08. В природе обнаружено 6 стабильных изотопов К. с массовыми числами 40, 42, 43, 44, 46 и 48.
Кальций химически активен, в природе встречается в виде соединений — силикатов (например, асбеста), карбонатов (известняка, мрамора, мела, кальцита, арагонита), сульфатов (гипса и ангидрита), фосфорита, доломита и др. Является основным структурным элементом костной ткани (см. <<Кость>>), важным компонентом свертывающей системы крови (<<Свёртывающая система крови>>), необходимым элементом пищи человека, поддерживающим гомеостатическое соотношение электролитов внутренней среды организма.
К числу наиболее важных функций в живом организме относится его участие в работе многих ферментных систем (в т.ч. обеспечивающих сокращение мышц) в передаче нервного импульса, в реакции мышц на нервное возбуждение и в изменении активности гормонов, реализующейся при участии аденилатциклазы.
В организме человека содержится 1—2 кг кальция (около 20 г на 1 кг массы тела, у новорожденных около 9 г/кг). Из общего количества кальция 98—99% находится в составе костной и хрящевой тканей в виде карбоната, фосфата, соединений с хлором, органическими кислотами и другими веществами. Остальное количество распределяется в мягких тканях (около 20 мг на 100 г ткани) и внеклеточной жидкости. В плазме крови содержится около 2,5 ммоль/л кальция (9—11 мг/100 мл) в виде двух фракций: недиффундирующей (комплексы с белками) и диффундирующей (ионизированный К. и комплексы с кислотами). Комплексы с белками являются одной из форм депонирования кальция. На их долю приходится 1/3 общего количества К. плазмы. Концентрация ионизированного К в крови составляет 1,33 ммоль/л, комплексов с фосфатами, карбонатами, цитратами и анионами других органических кислот — 0,3 ммоль/л. Между ионизированным К. и фосфатом К. в плазме крови существует обратная зависимость, однако при рахите наблюдается понижение концентрации обоих ионов, а при гиперпаратиреозе — повышение. В клетках основная часть К. связана с белками и фосфолипидами клеточных мембран и мембран клеточных органелл. Регуляция трансмембранного переноса Са2+, в которой принимает участие специфическая Са2+-зависимая аденозинтрифосфатаза, осуществляется гормонами щитовидной железы (<<Щитовидная железа>>) и паращитовидных желез (<<Паращитовидные железы>>) — паратгормоном и его антагонистом кальцитонином. Содержание ионизированного К. в плазме регулируется комплексным механизмом, компонентами которого являются скелет (депо К.), почки, печень (экскреция с желчью), паратгормон и кальцитонин, а также витамин D (1,25-диокси-холекальциферол). Паратгормон повышает содержание К. и снижает содержание фосфата К. в крови, действуя синергично с витамином D. Он вызывает гиперкальциемию за счет повышения активности остеокластов и усиления резорбции кости, увеличивает реабсорбцию К. в почечных канальцах. При гипокальциемии секреция паратгормона значительно повышается. Кальцитонин, являясь антагонистом паратгормона, при гиперкальциемии снижает содержание К. в крови и число остеокластов, усиливает выведение фосфата К. почками. В регуляции обмена К. принимают участие также гормоны гипофиза (см. <<Гипофизарные гормоны>>), коры надпочечников (<<Надпочечники>>). Поддержание гомеостатической концентрации К. в организме координируется ц.н.с. (в основном гипоталамо-гипофизарной системой (<<Гипоталамо-гипофизарная система>>)) и вегетативной нервной системой.
К. принадлежит важная роль в механизме мышечной работы (<<Мышечная работа>>). Он является фактором, разрешающим сокращение мышц: при повышении концентрации ионов К. в миоплазме происходит присоединение К. к регуляторному белку, в результате чего актин становится способным взаимодействовать с миозином; соединяясь, эти два белка образуют актомиозин, и мышца сокращается. В процессе образования актомиозина происходит расщепление АТФ, химическая энергия которого обеспечивает выполнение механической работы и частично рассеивается в виде тепла. Наибольшая сократительная активность скелетной мышцы наблюдается при концентрации кальция 10-6—10-7 моль; при понижении концентрации ионов К. (менее 10-7 моль) мышечное волокно теряет способность к укорочению и напряжению. Действие К. на ткани проявляется в изменении их трофики, интенсивности окислительно-восстановительных процессов и в других реакциях, связанных с образованием энергии. Изменение концентрации К. в омывающей нервную клетку жидкости существенно влияет на проницаемость ее мембраны для ионов калия и особенно для ионов натрия (см. <<Мембраны биологические>>), причем понижение уровня К. вызывает повышение проницаемости мембраны для ионов натрия и повышение возбудимости нейрона. Повышение концентрации К. оказывает стабилизирующее влияние на мембрану нервной клетки. Установлена роль К. в процессах, связанных с синтезом и выделением нервными окончаниями медиаторов (<<Медиаторы>>), обеспечивающих синаптическую передачу нервного импульса.
Источником К. для организма являются пищевые продукты. В сутки взрослый человек должен получать с пищей 800—1100 мг кальция, дети до 7 лет — около 1000 мг, 14—18 лет — 1400 мг, беременные — 1500 мг, кормящие — 1800—2000 мг. Кальций, содержащийся в пищевых продуктах, представлен главным образом фосфатом, другие соединения (карбонат, тартрат, оксалат К. и кальций-магниевая соль фитиновой кислоты) — в значительно меньших количествах. Преимущественно нерастворимые соли К. в желудке частично растворяются желудочным соком, затем подвергаются действию желчных кислот, переводящих его в усвояемую форму. Всасывание К. происходит главным образом в проксимальных отделах тонкой кишки. Организм взрослого человека усваивает менее половины общего количества поступающего с пищей К. Усвоение К. увеличивается в процессе роста при беременности и лактации. На усвоение К. оказывает влияние его соотношение с жирами, магнием и фосфором пищи, витамин D и другие факторы. При недостаточном поступлении в организм жира создается дефицит солей кальциевых жирных кислот, необходимых для образования растворимых комплексов с желчными кислотами. И, наоборот, при приеме чрезмерно жирной пищи не хватает желчных кислот для перевода их в растворимое состояние, поэтому значительное количество неусвоенного кальция выводится из организма. Оптимальное соотношение К. и фосфора в пище обеспечивает минерализацию костей растущего организма. Регулятором этого соотношения является витамин D, чем объясняется повышение потребности в нем у детей.
Способ выделения К. зависит от характера питания: в случае преобладания в рационе продуктов с кислой реакцией (мяса, хлеба, крупяных блюд) увеличивается выведение К. с мочой, продуктов с щелочной реакцией (молочных продуктов, фруктов, овощей) — с калом. К повышению выведения К. с мочой приводит даже незначительное увеличение его содержания в крови.
Избыток (гиперкальциемия) К. или недостаточность (гипокальциемия) его в организме может быть причиной или следствием ряда патологических состояний. Так, гиперкальциемия возникает при избыточном приеме солей К., повышенном всасывании К. в кишечнике, снижении его выведения почками, повышенном потреблении витамина D, и проявляется задержкой роста, анорексией, запорами, жаждой, полиурией, гипотонией мышц, гиперрефлексией. При длительной гиперкальциемии развивается <<Кальциноз>>, артериальная гипертензия, нефропатия. Гиперкальциемия наблюдается при ряде заболеваний, сопровождающихся нарушением минерального обмена (см. <<Рахит>>, <<Остеомаляция>>), системном саркоидозе костей и множественной миеломе, болезни Иценко — Кушинга, акромегалии, гипотиреозе, злокачественных опухолях, особенно при наличии метастазов в кости, гиперпаратиреоидизме. Гиперкальциемии обычно сопутствует гиперкальциурия. Гипокальциемия, клинически проявляющаяся тетанией (<<Тетания>>), может возникнуть при гипопаратиреоидизме, идиопатической тетании (спазмофилии), болезнях желудочно-кишечного тракта, хронической почечной недостаточности, сахарном диабете, синдроме Фанкони — Альбертини, гиповитаминозе D. При дефиците К. в организме для заместительной терапии применяют препараты К. (кальция хлорид, кальция глюконат, кальция лактат, кальция глицерофосфат, кальция карбонат).
Определение содержания К. в сыворотке крови, моче и кале служит вспомогательным диагностическим тестом при некоторых заболеваниях. Для исследования биологических жидкостей используют прямые и косвенные методы. Косвенные методы основаны на предварительном осаждении К. оксалатом аммония, хлоранилатом или пикроленатом и последующем гравиметрическом, титриметрическом или колориметрическом определении. К прямым методам относятся комплексонометрическое титрование в присутствии этилендиаминтетраацетата или этиленгликольтетраацета и металлоиндикаторов, например мурексида (метод Гринблатта — Хартмена), флюорексона, кислотного хрома темно-синего, кальциона и др., колориметрические методы с использованием ализарина, метилтимолового синего, о-крезолфталеинкомплексона, глиокеаль-бис-2-оксианила; флюориметрические методы метод пламенной фотометрии; атомно-абсорбционная спектрометрия (наиболее точный и чувствительный метод, позволяющий определить до 0,0001% кальция); метод с применением ионоселективных электродов (позволяет установить активность ионов кальция). Содержание ионизированного К. в сыворотке крови можно определить, используя данные ) концентрации суммарного К. и суммарного белка с помощью эмпирической формулы: процент связанного с белком кальция = 8(альбумин) + 2(глобулин) + 3 г/100 мл.
Библиогр.: Костюк П.Г. Кальций и клеточная возбудимость, М., 1986, библиогр.; Лабораторные методы исследования в клинике, под ред. В.В. Меньшикова, с. 59, 265, М., 1987; Регуляция и обмен ионов кальция, под ред. М.Д. Курского и др., Киев, 1977; Романенко В.Д. Физиология кальциевого обмена, Киев, 1975, библиогр.
II
Кальций (Calcium; Са)
химический элемент II группы периодической системы Д.И. Менделеева; атомный номер 20, атомная масса 40,08; обладает высокой биологической активностью; является важным компонентом системы свертывания крови; входит в состав костной ткани; различные соединения кальция применяются в качестве лекарственных средств.

Орфографический словарь Лопатина

к`альций, к`альций, -я

Словарь Даля

муж. металл, составляющий химическую основу извести. Кальцинировать что, пережигать металл, соль или камень. Кальцинация жен. действие это, пережиг, перекалка.

Словарь Ожегова

К’АЛЬЦИЙ, -я, муж. Химический элемент, мягкий серебристо-белый металл.
прил. кальциевый, -ая, -ое. Кальциевые соли.

Словарь Ушакова

К’АЛЬЦИЙ, кальция, мн. нет, ·муж. (от ·лат. calx - известь) (·хим. ). Химический элемент - металл серебристо-белого цвета, содержащийся в извести.

Толковый словарь Ефремовой

[кальций]
м.
Химический элемент, металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняка, мрамора и т.п., применяющийся в металлургии, строительстве, медицине.

Научнотехнический Энциклопедический Словарь

КАЛЬЦИЙ (символ Са), широко распространенный серебристо-белый металл из группы ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ, впервые выделен в 1808 г. Содержится во многих горных породах и минералах, особенно в известняке и гипсе, а также в костях. В организме способствует регуляции сердцебиения и необходим для обеспечения крепости костей и зубов. Этот металл, мягкий и ковкий, в чистом виде мало применяется в промышленности, однако, его соединения широко используются. Как химический элемент он отличается активностью, легко соединяется с кислородом, азотом и другими неметаллическими элементами. Свойства: атомный номер 20, атомная масса 40,08; плотность 1,55; температура плавления 839 °С, температура кипения 1484 °С; наиболее распространенный изотоп 40Са (96,95%).

Если вы желаете блеснуть знаниями в беседе или привести аргумент в споре, то можете использовать ссылку:

будет выглядеть так: КАЛЬЦИЙ

будет выглядеть так: Что такое КАЛЬЦИЙ