الكالسيوم

الكالسيوم  ₂₀​

الكالسيوم
مظهر	رمادي باهت، فضي؛ مع لون أصفر باهت [1]
الوزن الذري القياسي A r °(Ca)
	40.078 ± 0.004 [2] 40.078 ± 0.004  ( مختصر ) [3]
الكالسيوم في الجدول الدوري
هيدروجين الهيليوم الليثيوم البريليوم البورون الكربون نتروجين الأكسجين الفلور نيون الصوديوم المغنيسيوم الألومنيوم السيليكون الفوسفور الكبريت الكلور الأرجون البوتاسيوم الكالسيوم سكانديوم التيتانيوم الفاناديوم الكروم المنغنيز حديد الكوبالت النيكل نحاس الزنك الجاليوم الجرمانيوم الزرنيخ السيلينيوم البروم كريبتون الروبيديوم السترونشيوم الإيتريوم الزركونيوم النيوبيوم الموليبدينوم تكنيشيوم الروثينيوم الروديوم البلاديوم فضي الكادميوم إنديوم القصدير الأنتيمون التيلوريوم اليود زينون السيزيوم الباريوم اللانثانوم السيريوم براسيوديميوم نيوديميوم بروميثيوم الساماريوم اليوروبيوم الغادولينيوم التربيوم الديسبروسيوم هولميوم الإربيوم الثوليوم الإيتربيوم اللوتيتيوم الهافنيوم التنتالوم التنغستن رينيوم الأوزميوم الإيريديوم البلاتين ذهب الزئبق (عنصر) الثاليوم يقود البزموت البولونيوم استاتين رادون الفرانسيوم الراديوم الأكتينيوم الثوريوم بروتكتينيوم اليورانيوم النبتونيوم البلوتونيوم الأمريسيوم كوريوم بِركيليوم كاليفورنيوم أينشتاينيوم فيرميوم مندليفيوم نوبليوم اللورنسيوم رذرفورديوم الدبنيوم سيبورجيوم بوريوم هاسيوم مايتنيريوم دارمشتاديوم رونتجينيوم كوبرنيسيوم النيهونيوم فليروفيوم موسكوفيوم ليفرموريوم تينيسي أوجانيسون Mg ↑ Ca ↓ Sr البوتاسيوم ← الكالسيوم ← سكانديوم
العدد الذري ( Z )	20
مجموعة	المجموعة 2 (المعادن القلوية الترابية)
فترة	الفترة 4
حاجز	كتلة-s
التوزيع الالكتروني	[ أر ] 4ث 2
عدد الالكترونات في كل غلاف	2، 8، 8، 2
الخصائص الفيزيائية
المرحلة في  STP	صلب
نقطة الانصهار	1115  كلفن (842 درجة مئوية، 1548 درجة فهرنهايت)
نقطة الغليان	1757 كلفن (1484 درجة مئوية، 2703 درجة فهرنهايت)
الكثافة (عند 20 درجة مئوية)	1.526 جرام/سم 3  [4]
عندما يكون السائل (عند  mp )	1.378 جرام/سم 3
حرارة الانصهار	8.54  كيلوجول/مول
حرارة التبخير	154.7 كيلوجول/مول
السعة الحرارية المولية	25.929 جول/(مول·ك)
ضغط البخار ب  (با) 1 10 100 1 ك 10 كيلو 100 ك عند  T  (ك) 864 956 1071 1227 1443 1755
الخصائص الذرية
حالات الأكسدة	مشترك: +2 +1 [5]
السالبية الكهربية	مقياس بولينج: 1.00
طاقات التأين	الأول: 589.8 كيلوجول/مول 2: 1145.4 كيلوجول/مول 3: 4912.4 كيلوجول/مول ( أكثر )
نصف القطر الذري	تجريبي: 197  م
نصف القطر التساهمي	176±10 مساءً
دائرة فان دير فالس	231 مساءا
الخطوط الطيفية للكالسيوم
خصائص أخرى
حدوث طبيعي	بدائي
البنية البلورية	مكعب مركز الوجه (fcc) ( cF4 )
ثابت الشبكة	أ  = 558.8 بيكومتر (عند 20 درجة مئوية) [4]
التمدد الحراري	22.27 × 10 −6 /ك (عند 20 درجة مئوية) [4]
الموصلية الحرارية	201 واط/(م⋅ك)
المقاومة الكهربائية	33.6 نانو أوم⋅متر (عند 20 درجة مئوية)
الطلب المغناطيسي	غير مغناطيسي
القابلية المغناطيسية المولية	+40.0 × 10 −6  سم 3 /مول [6]
معامل يونغ	20 جيجاباسكال
معامل القص	7.4 جيجاباسكال
وحدة الحجم	17 جيجاباسكال
سرعة الصوت قضيب رفيع	3810 متر/ثانية (عند 20 درجة مئوية)
نسبة بواسون	0.31
صلابة موس	1.75
صلابة برينيل	170–416 ميجا باسكال
رقم CAS	7440-70-2
تاريخ
الاكتشاف والعزلة الأولى	همفري ديفي (1808)
نظائر الكالسيوم ف هـ
النظائر الرئيسية [7] فساد وفرة نصف العمر ( t 1/2 ) وضع منتج 40 كال 96.9% مستقر 41 كاليفورنيا يتعقب 9.94 × 10 4  ي ي 41 ك 42 كاليفورنيا 0.647% مستقر 43 كاليفورنيا 0.135% مستقر 44 كاليفورنيا 2.09% مستقر 45 كاليفورنيا مُصنِّع 163 د β − 45 درجة 46 كاليفورنيا 0.004% مستقر 47 كاليفورنيا مُصنِّع 4.5 د β − 47 درجة 48 كاليفورنيا 0.187% 6.4 × 10 19  سنة بيتا − بيتا − 48 تي
الفئة: الكالسيوم منظر يتحدث يحرر | المراجع

الكالسيوم هو عنصر كيميائي له الرمز Ca والعدد الذري 20. وهو معدن قلوي ترابي ، وهو معدن تفاعلي يشكل طبقة أكسيد-نيتريد داكنة عند تعرضه للهواء. خصائصه الفيزيائية والكيميائية تشبه إلى حد كبير نظائره الأثقل مثل السترونشيوم والباريوم . وهو خامس أكثر العناصر وفرة في قشرة الأرض، وثالث أكثر المعادن وفرة، بعد الحديد والألمنيوم . مركب الكالسيوم الأكثر شيوعًا على الأرض هو كربونات الكالسيوم ، الموجود في الحجر الجيري وبقايا الحياة البحرية المبكرة المتحجرة؛ كما أن الجبس والأنهيدريت والفلوريت والأباتيت هي أيضًا مصادر للكالسيوم . الاسم مشتق من الكلمة اللاتينية calx " الجير "، والتي تم الحصول عليها من تسخين الحجر الجيري.

كانت بعض مركبات الكالسيوم معروفة لدى القدماء، على الرغم من أن كيمياءها لم تكن معروفة حتى القرن السابع عشر. تم عزل الكالسيوم النقي في عام 1808 عن طريق التحليل الكهربائي لأكسيده بواسطة همفري ديفي ، الذي أطلق على العنصر اسمه. تُستخدم مركبات الكالسيوم على نطاق واسع في العديد من الصناعات: في الأطعمة والمستحضرات الصيدلانية لتكملة الكالسيوم ، وفي صناعة الورق كمبيضات، وكمكونات في الأسمنت والعوازل الكهربائية، وفي تصنيع الصابون. من ناحية أخرى، فإن المعدن في شكله النقي له تطبيقات قليلة بسبب تفاعله العالي؛ ومع ذلك، بكميات صغيرة، غالبًا ما يستخدم كمكون سبائك في صناعة الصلب، وأحيانًا، كسبيكة كالسيوم-رصاص، في صناعة بطاريات السيارات.

الكالسيوم هو المعدن الأكثر وفرة والخامس من حيث وفرة العناصر في جسم الإنسان . ^[8] بصفتها إلكتروليتات ، تلعب أيونات الكالسيوم (Ca ²⁺ ) دورًا حيويًا في العمليات الفسيولوجية والكيميائية الحيوية للكائنات الحية والخلايا : في مسارات نقل الإشارة حيث تعمل كرسول ثانٍ ؛ في إطلاق الناقل العصبي من الخلايا العصبية ؛ في تقلص جميع أنواع خلايا العضلات ؛ كعوامل مساعدة في العديد من الإنزيمات ؛ وفي الإخصاب . ^[8] أيونات الكالسيوم خارج الخلايا مهمة للحفاظ على فرق الجهد عبر الأغشية الخلوية القابلة للإثارة ، وتخليق البروتين ، وتكوين العظام. ^{[8] [9]}

الكالسيوم هو معدن فضي شديد السحب (يوصف أحيانًا بأنه أصفر باهت) وخصائصه تشبه إلى حد كبير العناصر الأثقل في مجموعته، السترونشيوم والباريوم والراديوم . تحتوي ذرة الكالسيوم على عشرين إلكترونًا، بتكوين إلكتروني [Ar]4s ^2. مثل العناصر الأخرى الموجودة في المجموعة 2 من الجدول الدوري، يحتوي الكالسيوم على إلكترونين تكافؤ في المدار s الخارجي، والتي يتم فقدها بسهولة شديدة في التفاعلات الكيميائية لتكوين أيون ثنائي الموجب بتكوين إلكتروني مستقر للغاز النبيل ، في هذه الحالة الأرجون . ^[10]

وبالتالي، فإن الكالسيوم ثنائي التكافؤ دائمًا تقريبًا في مركباته، والتي تكون عادةً أيونية . ستكون أملاح الكالسيوم أحادية التكافؤ الافتراضية مستقرة فيما يتعلق بعناصرها، ولكن ليس إلى حد عدم التناسب مع الأملاح ثنائية التكافؤ ومعدن الكالسيوم، لأن المحتوى الحراري لتكوين MX ₂ أعلى بكثير من المحتوى الحراري لتكوين MX الافتراضي. يحدث هذا بسبب طاقة الشبكة الأكبر بكثير التي توفرها كاتيون Ca ²⁺ الأكثر شحنًا مقارنة بكاتيون Ca ⁺ الافتراضي . ^[10]

يعتبر الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم دائمًا معادن قلوية ترابية ؛ وغالبًا ما يتم تضمين البريليوم والمغنيسيوم الأخف وزنًا ، الموجودين أيضًا في المجموعة 2 من الجدول الدوري. ومع ذلك، يختلف البريليوم والمغنيسيوم بشكل كبير عن الأعضاء الآخرين في المجموعة في سلوكهما الفيزيائي والكيميائي: فهما يتصرفان بشكل أشبه بالألمنيوم والزنك على التوالي ولديهما بعض السمات المعدنية الأضعف للمعادن الانتقالية ، وهذا هو السبب في أن التعريف التقليدي لمصطلح "معادن قلوية ترابية" يستبعدهما. [ ^11]

يذوب معدن الكالسيوم عند 842 درجة مئوية ويغلي عند 1494 درجة مئوية؛ وهذه القيم أعلى من تلك الخاصة بالمغنيسيوم والسترونشيوم، المعادن المجاورة للمجموعة 2. ويتبلور في ترتيب مكعب مركزي الوجه مثل السترونشيوم والباريوم؛ وفوق 443 درجة مئوية (716 كلفن)، يتحول إلى مكعب مركزي الجسم . ^{[4] [12]} كثافته البالغة 1.526 جم/سم ³ (عند 20 درجة مئوية) ^[4] هي الأقل في مجموعته. ^[10]

الكالسيوم أكثر صلابة من الرصاص ولكن يمكن قطعه بسكين وبجهد. في حين أن الكالسيوم موصل أسوأ للكهرباء من النحاس أو الألومنيوم من حيث الحجم، إلا أنه موصل أفضل من كليهما من حيث الكتلة بسبب كثافته المنخفضة للغاية. ^[13] في حين أن الكالسيوم غير قابل للاستخدام كموصل لمعظم التطبيقات الأرضية لأنه يتفاعل بسرعة مع الأكسجين الجوي، فقد تم النظر في استخدامه على هذا النحو في الفضاء. ^[13]

كيمياء الكالسيوم هي كيمياء المعادن القلوية الترابية الثقيلة النموذجية. على سبيل المثال، يتفاعل الكالسيوم تلقائيًا مع الماء بسرعة أكبر من المغنيسيوم وأقل سرعة من السترونشيوم لإنتاج هيدروكسيد الكالسيوم وغاز الهيدروجين. كما يتفاعل مع الأكسجين والنيتروجين في الهواء لتكوين خليط من أكسيد الكالسيوم ونتريد الكالسيوم . ^{[14] عندما يتم تقسيمه بشكل ناعم، فإنه يحترق تلقائيًا في الهواء لإنتاج النتريد. الكالسيوم السائب أقل تفاعلية:} فهو يشكل بسرعة طبقة ترطيب في الهواء الرطب، ولكن تحت رطوبة نسبية 30٪ يمكن تخزينه إلى أجل غير مسمى في درجة حرارة الغرفة. ^[15]

بالإضافة إلى أكسيد الكالسيوم البسيط CaO، يمكن صنع بيروكسيد الكالسيوم ، CaO ₂ ، عن طريق الأكسدة المباشرة لمعدن الكالسيوم تحت ضغط عالٍ من الأكسجين، وهناك بعض الأدلة على وجود فوق أكسيد أصفر Ca(O ₂ ) _2. ^[16] هيدروكسيد الكالسيوم، Ca(OH) ₂ ، هو قاعدة قوية، وإن لم تكن قوية مثل هيدروكسيدات السترونشيوم أو الباريوم أو المعادن القلوية. ^[17] جميع هاليدات الكالسيوم الأربعة معروفة. ^[18] كربونات الكالسيوم (CaCO ₃ ) وكبريتات الكالسيوم (CaSO ₄ ) معادن وفيرة بشكل خاص. ^[19] مثل السترونشيوم والباريوم، وكذلك المعادن القلوية واللانثانيدات ثنائية التكافؤ اليوروبيوم والإيتربيوم ، يذوب معدن الكالسيوم مباشرة في الأمونيا السائلة لإعطاء محلول أزرق داكن. ^[20]

نظرًا للحجم الكبير لأيون الكالسيوم (Ca ²⁺ )، فإن أرقام التنسيق العالية شائعة، تصل إلى 24 في بعض المركبات بين المعدنية مثل CaZn 13. _[ ^21] يتشكل الكالسيوم بسهولة بواسطة مخالب الأكسجين مثل EDTA والبولي فوسفات ، والتي تعد مفيدة في الكيمياء التحليلية وإزالة أيونات الكالسيوم من المياه العسرة . في حالة عدم وجود عائق مكاني ، تميل كاتيونات المجموعة 2 الأصغر إلى تكوين معقدات أقوى، ولكن عندما تشارك حلقات كبيرة متعددة الأسنان، ينعكس الاتجاه. ^[19]

على الرغم من أن الكالسيوم ينتمي إلى نفس المجموعة التي ينتمي إليها المغنيسيوم، وتستخدم مركبات المغنيسيوم العضوي على نطاق واسع في الكيمياء، فإن مركبات الكالسيوم العضوي ليست منتشرة على نطاق واسع على نحو مماثل لأنها أكثر صعوبة في التصنيع وأكثر تفاعلية، على الرغم من أنها تم التحقيق فيها مؤخرًا كعوامل حفازة محتملة . ^{[22] [23] [24] [25] [26]} تميل مركبات الكالسيوم العضوي إلى أن تكون أكثر تشابهًا مع مركبات الإيتربيوم العضوي بسبب الأقطار الأيونية المتشابهة لـ Yb ²⁺ (102 pm) و Ca ²⁺ (100 pm). ^[27]

لا يمكن تحضير معظم هذه المركبات إلا في درجات حرارة منخفضة؛ تميل الربائط الضخمة إلى تفضيل الاستقرار. على سبيل المثال، يجب تصنيع ثنائي سيكلوبنتاديين الكالسيوم _، Ca(C5H5)2، عن طريق تفاعل معدن الكالسيوم مباشرة مع الميركورسين أو _{سيكلوبنتاديين} نفسه _؛ من ناحية أخرى ، يؤدي استبدال ربيطة _C5H5 بربيبة C5(CH3)5 الأكبر حجمًا _إلى زيادة _قابلية ذوبان _المركب وتقلبه _{واستقراره} الحركي. ^[19]

الكالسيوم الطبيعي عبارة عن خليط من خمسة نظائر مستقرة ( ⁴⁰ Ca، ⁴² Ca، ⁴³ Ca، ⁴⁴ Ca، و ⁴⁶ Ca) ونظير له عمر نصف طويل جدًا بحيث يكون مستقرًا لجميع الأغراض العملية ( ⁴⁸ Ca ، بعمر نصف يبلغ حوالي 4.3 × 10 ¹⁹  عامًا). الكالسيوم هو أول (أخف) عنصر يحتوي على ستة نظائر طبيعية. ^[14]

إن أكثر نظائر الكالسيوم شيوعًا في الطبيعة هو ⁴⁰ Ca، والذي يشكل 96.941% من الكالسيوم الطبيعي. يتم إنتاجه في عملية حرق السيليكون من اندماج جسيمات ألفا وهو أثقل نواة مستقرة بأعداد متساوية من البروتونات والنيوترونات؛ كما يتم استكمال حدوثه ببطء من خلال تحلل ⁴⁰ K البدائي . يؤدي إضافة جسيم ألفا آخر إلى ⁴⁴ Ti غير المستقر، والذي يتحلل عبر التقاطين متتاليين للإلكترون إلى ⁴⁴ Ca المستقر ؛ وهذا يشكل 2.806% من الكالسيوم الطبيعي وهو ثاني أكثر النظائر شيوعًا. ^{[28] [29]}

النظائر الطبيعية الأربعة الأخرى، ⁴² Ca و ⁴³ Ca و ⁴⁶ Ca و ⁴⁸ Ca، هي أكثر ندرة بشكل ملحوظ، حيث يشكل كل منها أقل من 1% من إجمالي الكالسيوم الطبيعي. النظائر الأربعة الأخف وزناً هي في الأساس نتاج عمليات حرق الأكسجين وحرق السيليكون، تاركة النظائر الأثقل وزناً ليتم إنتاجها عبر عمليات التقاط النيوترون . يتم إنتاج ^{46 Ca في الغالب في} عملية s "ساخنة" ، حيث يتطلب تكوينه تدفق نيوتروني مرتفع إلى حد ما للسماح لـ ⁴⁵ Ca قصير العمر بالتقاط نيوترون. يتم إنتاج ⁴⁸ Ca عن طريق التقاط الإلكترون في عملية r في المستعرات العظمى من النوع Ia ، حيث تضمن الزيادة العالية في النيوترونات والإنتروبيا المنخفضة بدرجة كافية بقاءه. ^{[28] [29]}

⁴⁶ Ca و ⁴⁸ Ca هما أول نويدات "مستقرة كلاسيكيًا" مع فائض 6 نيوترونات أو 8 نيوترونات على التوالي. على الرغم من كونه غنيًا بالنيوترونات للغاية لمثل هذا العنصر الخفيف، فإن ⁴⁸ Ca مستقر للغاية لأنه نواة سحرية مزدوجة ، حيث يحتوي على 20 بروتونًا و 28 نيوترونًا مرتبة في أغلفة مغلقة. إن اضمحلال بيتا الخاص به إلى ⁴⁸ Sc معوق للغاية بسبب عدم التطابق الفادح للدوران النووي : ⁴⁸ Ca له دوران نووي صفري، كونه زوجيًا-زوجيًا ، بينما ⁴⁸ Sc له دوران 6+، لذلك فإن الاضمحلال محظور بموجب قانون الحفاظ على الزخم الزاوي . في حين أن حالتين مثارة من ⁴⁸ Sc متاحتان للاضمحلال أيضًا، إلا أنهما محظورتان أيضًا بسبب دورانهما العالي. نتيجة لذلك، عندما يتحلل ^{48 Ca، فإنه يفعل ذلك عن طريق} اضمحلال بيتا المزدوج إلى ⁴⁸ Ti بدلاً من ذلك، كونه أخف نويدة معروفة تخضع لاضمحلال بيتا المزدوج. ^{[30] [31]}

^{يمكن أن يخضع الكالسيوم 46} نظريًا أيضًا لتحلل بيتا المزدوج إلى ⁴⁶ Ti، لكن لم يتم ملاحظة ذلك مطلقًا. النظير الأكثر شيوعًا ⁴⁰ Ca هو أيضًا سحر مزدوج ويمكن أن يخضع لالتقاط الإلكترون المزدوج إلى ⁴⁰ Ar ، لكن لم يتم ملاحظة ذلك أيضًا مطلقًا. الكالسيوم هو العنصر الوحيد الذي يحتوي على نظيرين سحريين مزدوجين بدائيين. الحدود الدنيا التجريبية لنصف عمر الكالسيوم ^{40 والكالسيوم 46} هي 5.9 × 10 ²¹ عامًا و2.8 × 10 ¹⁵ عامًا على التوالي. ^[30]

بصرف النظر عن الكالسيوم المستقر عمليًا ⁴⁸ ، فإن أطول نظائر الكالسيوم المشعة عمرًا هو الكالسيوم ^41. يتحلل عن طريق التقاط الإلكترون إلى ⁴¹ كلفن المستقر بنصف عمر يبلغ حوالي 10 ⁵ سنوات. تم استنتاج وجوده في النظام الشمسي المبكر كنويدة مشعة منقرضة من فائض ⁴¹ كلفن: لا تزال آثار الكالسيوم ⁴¹ موجودة أيضًا اليوم، لأنه نويدة كونية ، يتم إنتاجها باستمرار من خلال التنشيط النيوتروني للكالسيوم ⁴⁰ الطبيعي . ^[29]

هناك العديد من نظائر الكالسيوم المشعة الأخرى المعروفة، والتي تتراوح من ³⁵ Ca إلى ⁶⁰ Ca. وهي جميعها ذات عمر أقصر بكثير من ⁴¹ Ca، وأكثرها استقرارًا هو ⁴⁵ Ca (نصف عمر 163 يومًا) و ⁴⁷ Ca (نصف عمر 4.54 يومًا). تخضع النظائر الأخف من ⁴² Ca عادةً لتحلل بيتا موجب إلى نظائر البوتاسيوم، وتخضع النظائر الأثقل من ⁴⁴ Ca عادةً لتحلل بيتا سالب إلى نظائر سكانديوم ، على الرغم من أن انبعاث البروتون وانبعاث النيوترون بالقرب من خطوط التنقيط النووي يبدأ في أن يكونا وضعي اضمحلال مهمين أيضًا. ^[30]

مثل العناصر الأخرى ، تعمل مجموعة متنوعة من العمليات على تغيير الوفرة النسبية لنظائر الكالسيوم. ^[32] وأفضل ما تمت دراسته من هذه العمليات هو التجزئة المعتمدة على الكتلة لنظائر الكالسيوم التي تصاحب ترسب معادن الكالسيوم مثل الكالسيت والأراجونيت والأباتيت من المحلول. يتم دمج النظائر الأخف بشكل تفضيلي في هذه المعادن، مما يترك المحلول المحيط غنيًا بنظائر أثقل بمقدار 0.025٪ تقريبًا لكل وحدة كتلة ذرية (amu) في درجة حرارة الغرفة. يتم التعبير عن الاختلافات المعتمدة على الكتلة في تكوين نظائر الكالسيوم تقليديًا بنسبة نظيرين (عادةً ⁴⁴ Ca / ⁴⁰ Ca) في عينة مقارنة بنفس النسبة في مادة مرجعية قياسية. يختلف ⁴⁴ Ca / ⁴⁰ Ca بحوالي 1- 2‰ بين الكائنات الحية على الأرض. ^[33]

كانت مركبات الكالسيوم معروفة منذ آلاف السنين، على الرغم من أن تركيبها الكيميائي لم يكن مفهومًا حتى القرن السابع عشر. ^[34] تم استخدام الجير كمواد بناء ^[35] وكجص للتماثيل منذ حوالي 7000 قبل الميلاد. ^[36] يعود تاريخ أول فرن جير مؤرخ إلى 2500 قبل الميلاد وتم العثور عليه في خفاجة ، بلاد ما بين النهرين . ^{[37] [38]}

في نفس الوقت تقريبًا، كان الجبس المجفف (CaSO4 _· 2H2O _{) يستخدم في} الهرم الأكبر بالجيزة . وقد تم استخدام هذه المادة لاحقًا في الجص في قبر توت عنخ آمون . استخدم الرومان القدماء بدلاً من ذلك ملاط ​​الجير المصنوع عن طريق تسخين الحجر الجيري (CaCO3 ₎ . يشتق اسم "الكالسيوم" نفسه من الكلمة اللاتينية calx "الجير". ^[34]

لاحظ فيتروفيوس أن الجير الناتج كان أخف من الحجر الجيري الأصلي، وعزا ذلك إلى غليان الماء. في عام 1755، أثبت جوزيف بلاك أن هذا كان بسبب فقدان ثاني أكسيد الكربون ، والذي لم يكن الرومان القدماء يدركون أنه غاز. ^[39]

في عام 1789، اشتبه أنطوان لافوازييه في أن الجير قد يكون أكسيدًا لعنصر كيميائي أساسي . في جدوله للعناصر، أدرج لافوازييه خمسة "أتربة قابلة للتحلل" (أي الخامات التي يمكن جعلها تتفاعل مع الأحماض لإنتاج الأملاح ( salis = ملح، باللاتينية): chaux (أكسيد الكالسيوم)، magnésie (أكسيد المغنيسيوم)، baryte (كبريتات الباريوم)، alumine (أكسيد الألومنيوم)، و silice (سيليكا، ثاني أكسيد السيليكون)). حول هذه "العناصر"، استنتج لافوازييه:

ربما لا نعرف حتى الآن إلا جزءًا من المواد المعدنية الموجودة في الطبيعة، حيث إن كل المواد التي تتمتع بتقارب أقوى للأكسجين من الكربون، غير قادرة حتى الآن على الاختزال إلى حالة معدنية، وبالتالي، نظرًا لأنها تُعرض علينا فقط في صورة أكاسيد، فإنها تختلط بالأتربة. ومن المحتمل للغاية أن الباريت، الذي رتبناه للتو مع الأتربة، في هذا الموقف؛ لأنه في العديد من التجارب يُظهر خصائص تقترب تقريبًا من خصائص الأجسام المعدنية. ومن الممكن أيضًا أن تكون كل المواد التي نسميها أراضٍ مجرد أكاسيد معدنية، غير قابلة للاختزال بأي عملية معروفة حتى الآن. ^[40]

تم عزل الكالسيوم، إلى جانب نظائره المغنيسيوم والسترونشيوم والباريوم، لأول مرة بواسطة همفري ديفي في عام 1808. وبعد عمل يونس جاكوب بيرزيليوس وماجنوس مارتن أف بونتين في التحليل الكهربائي ، عزل ديفي الكالسيوم والمغنيسيوم عن طريق وضع خليط من أكاسيد المعادن مع أكسيد الزئبق (II) على صفيحة بلاتينية استُخدمت كأنود، وكان الكاثود عبارة عن سلك بلاتيني مغمور جزئيًا في الزئبق. ثم أعطى التحليل الكهربائي ملغمات الكالسيوم والزئبق والمغنيسيوم والزئبق، وأعطى تقطير الزئبق المعدن. ^{[34] [41]} ومع ذلك، لا يمكن تحضير الكالسيوم النقي بكميات كبيرة بهذه الطريقة ولم يتم العثور على عملية تجارية قابلة للتطبيق لإنتاجه حتى بعد أكثر من قرن من الزمان. ^[39]

عند 3٪، يعد الكالسيوم خامس أكثر العناصر وفرة في قشرة الأرض ، وثالث أكثر المعادن وفرة بعد الألومنيوم والحديد . ^[42] كما أنه رابع أكثر العناصر وفرة في المرتفعات القمرية . ^{[15] تنتشر رواسب} كربونات الكالسيوم الرسوبية على سطح الأرض كبقايا متحجرة للحياة البحرية السابقة؛ وهي توجد في شكلين، الكالسيت المعيني السطوح (الأكثر شيوعًا) والأراجونيت المعيني الشكل ( يتكون في البحار الأكثر اعتدالًا). تشمل المعادن من النوع الأول الحجر الجيري والدولوميت والرخام والطباشير وسبار أيسلندا ؛ تشكل طبقات الأراجونيت جزر الباهاما وفلوريدا كيز وأحواض البحر الأحمر . تتكون الشعاب المرجانية وأصداف البحر واللؤلؤ في الغالب من كربونات الكالسيوم. ومن بين المعادن المهمة الأخرى للكالسيوم الجبس (CaSO4 _· 2H2O ₎ ، والأنهيدريت (CaSO4 ₎ ، والفلوريت (CaF2 ₎ ، والأباتيت ([Ca5 ₍ PO4 ₎ 3X _] , X = OH، Cl، أو F).gre ^[34]

المنتجون الرئيسيون للكالسيوم هم الصين (حوالي 10000 إلى 12000 طن سنويًا)، وروسيا (حوالي 6000 إلى 8000 طن سنويًا)، والولايات المتحدة (حوالي 2000 إلى 4000 طن سنويًا). كما تعد كندا وفرنسا من بين المنتجين الصغار. في عام 2005، تم إنتاج حوالي 24000 طن من الكالسيوم؛ وتستخدم الولايات المتحدة حوالي نصف الكالسيوم المستخرج في العالم، مع استخدام حوالي 80٪ من الناتج كل عام. ^[13]

في روسيا والصين، لا تزال طريقة دافي للتحليل الكهربائي مستخدمة، ولكنها تُطبق بدلاً من ذلك على كلوريد الكالسيوم المنصهر . ^[13] ونظرًا لأن الكالسيوم أقل تفاعلية من السترونشيوم أو الباريوم، فإن طلاء أكسيد النتريد الناتج في الهواء يكون مستقرًا، كما أن تشغيل المخرطة وغيرها من التقنيات المعدنية القياسية مناسبة للكالسيوم. ^[43] في الولايات المتحدة وكندا، يتم إنتاج الكالسيوم بدلاً من ذلك عن طريق تقليل الجير بالألمنيوم في درجات حرارة عالية. ^[13]

توفر دورة الكالسيوم رابطًا بين التكتونيات والمناخ ودورة الكربون . بأبسط العبارات، يعرض بناء الجبال الصخور الحاملة للكالسيوم مثل البازلت والجرانوديوريت للتجوية الكيميائية ويطلق Ca2 ⁺ في المياه السطحية. تنتقل هذه الأيونات إلى المحيط حيث تتفاعل مع ثاني أكسيد الكربون المذاب _لتكوين الحجر الجيري ( CaCO3 ).
₃)، والتي تستقر بدورها في قاع البحر حيث يتم دمجها في الصخور الجديدة. يُطلق على _ثاني أكسيد الكربون المذاب ، إلى جانب أيونات الكربونات والبيكربونات ، اسم " الكربون غير العضوي المذاب " (DIC). ^[44]

التفاعل الفعلي أكثر تعقيدًا ويتضمن أيون البيكربونات (HCO3)^-
₃) التي تتشكل عندما يتفاعل ثاني أكسيد الكربون _مع الماء عند درجة حموضة مياه البحر :

${\displaystyle {\ce {Ca^2+ + 2 HCO3- -> CaCO3_v + CO2 + H2O}}}$

عند درجة حموضة مياه البحر، يتم تحويل معظم ثاني أكسيد الكربون المذاب _{على الفور إلى} HCO3 مرة أخرى^-
₃. ينتج عن التفاعل نقل صافٍ لجزيء واحد من ثاني أكسيد الكربون _من المحيط/الغلاف الجوي إلى الغلاف الصخري . ^[45] والنتيجة هي أن كل أيون Ca ²⁺ يتم إطلاقه بواسطة التجوية الكيميائية يزيل في النهاية جزيء CO ₂ واحدًا من النظام السطحي (الغلاف الجوي والمحيط والتربة والكائنات الحية)، ويخزنه في صخور الكربونات حيث من المرجح أن يبقى لمئات الملايين من السنين. وبالتالي فإن تجوية الكالسيوم من الصخور تزيل ثاني أكسيد الكربون _من المحيط والغلاف الجوي، مما يمارس تأثيرًا قويًا طويل الأمد على المناخ. ^{[44] [46]}

الاستخدام الأكبر للكالسيوم المعدني هو في صناعة الصلب ، وذلك بسبب تقاربه الكيميائي القوي مع الأكسجين والكبريت . بمجرد تكوين أكاسيده وكبريتيده، يعطي ألومينات الجير السائلة وشوائب الكبريتيد في الصلب التي تطفو؛ عند المعالجة، تنتشر هذه الشوائب في جميع أنحاء الصلب وتصبح صغيرة وكروية، مما يحسن قابلية الصب والنظافة والخصائص الميكانيكية العامة. يستخدم الكالسيوم أيضًا في بطاريات السيارات الخالية من الصيانة ، حيث يؤدي استخدام 0.1٪ من سبائك الكالسيوم والرصاص بدلاً من سبائك الأنتيمون والرصاص المعتادة إلى انخفاض فقدان الماء وانخفاض التفريغ الذاتي. ^[47]

بسبب خطر التمدد والتشقق، يتم أحيانًا دمج الألومنيوم أيضًا في هذه السبائك. تُستخدم سبائك الرصاص والكالسيوم هذه أيضًا في الصب، لتحل محل سبائك الرصاص والأنتيمون. ^[47] يستخدم الكالسيوم أيضًا لتقوية سبائك الألومنيوم المستخدمة في المحامل، للتحكم في الكربون الجرافيتي في الحديد الزهر ، وإزالة شوائب البزموت من الرصاص. ^[43] يوجد معدن الكالسيوم في بعض منظفات الصرف الصحي، حيث يعمل على توليد الحرارة وهيدروكسيد الكالسيوم الذي يصبن الدهون ويذيب البروتينات (على سبيل المثال، تلك الموجودة في الشعر) التي تسد الصرف الصحي. ^[48]

بالإضافة إلى علم المعادن، يتم استغلال تفاعلية الكالسيوم لإزالة النيتروجين من غاز الأرجون عالي النقاء وكمستخرج للأكسجين والنيتروجين. كما يستخدم أيضًا كعامل اختزال في إنتاج الكروم والزركونيوم والثوريوم والفاناديوم واليورانيوم . يمكن استخدامه أيضًا لتخزين غاز الهيدروجين ، حيث يتفاعل مع الهيدروجين لتكوين هيدريد الكالسيوم الصلب ، والذي يمكن إعادة استخراج الهيدروجين منه بسهولة. ^[43]

لقد أدت عملية تجزئة نظائر الكالسيوم أثناء تكوين المعادن إلى العديد من التطبيقات لنظائر الكالسيوم. وعلى وجه الخصوص، فإن الملاحظة التي أجراها سكولان ودي باولو عام 1997 ^[49] بأن معادن الكالسيوم أخف وزناً من المحاليل التي تترسب منها المعادن هي أساس التطبيقات المماثلة في الطب وعلم المحيطات القديمة. ففي الحيوانات ذات الهياكل المعدنية بالكالسيوم، يعكس التركيب النظيري للكالسيوم للأنسجة الرخوة المعدل النسبي لتكوين وتحلل المعدن الهيكلي. ^[50]

في البشر، ثبت أن التغيرات في التركيب النظيري للكالسيوم في البول مرتبطة بالتغيرات في توازن المعادن في العظام. عندما يتجاوز معدل تكوين العظام معدل امتصاص العظام، ترتفع نسبة ⁴⁴ كالسيوم/ ⁴⁰ كالسيوم في الأنسجة الرخوة والعكس صحيح. وبسبب هذه العلاقة، قد تكون قياسات نظير الكالسيوم في البول أو الدم مفيدة في الكشف المبكر عن أمراض العظام الأيضية مثل هشاشة العظام . ^[50]

يوجد نظام مماثل في مياه البحر، حيث يميل تركيز الكالسيوم ⁴⁴ / ⁴⁰ إلى الارتفاع عندما يتجاوز معدل إزالة الكالسيوم ²⁺ بواسطة الترسيب المعدني إدخال الكالسيوم الجديد إلى المحيط. في عام 1997، قدم سكولان ودي باولو أول دليل على التغير في تركيز الكالسيوم ⁴⁴ / ⁴⁰ في مياه البحر على مدار الزمن الجيولوجي، إلى جانب تفسير نظري لهذه التغييرات. وقد أكدت أوراق بحثية أحدث هذه الملاحظة، حيث أظهرت أن تركيز الكالسيوم 44/ ⁴⁰ في مياه البحر ليس ثابتًا، وأن المحيط لا يكون أبدًا في "حالة مستقرة" فيما يتعلق بمدخلات ومخرجات الكالسيوم. وهذا له آثار مناخية مهمة، حيث ترتبط دورة الكالسيوم البحرية ارتباطًا وثيقًا بدورة الكربون . [ ^{51] [52]}

تُستخدم العديد من مركبات الكالسيوم في الأغذية، والمستحضرات الصيدلانية، وفي الطب، وغيرها. على سبيل المثال، يتم تكملة الكالسيوم والفوسفور في الأطعمة من خلال إضافة لاكتات الكالسيوم ، وثنائي فوسفات الكالسيوم ، وفوسفات ثلاثي الكالسيوم . يستخدم الأخير أيضًا كعامل تلميع في معجون الأسنان ومضادات الحموضة . لاكتوبيونات الكالسيوم عبارة عن مسحوق أبيض يستخدم كعامل تعليق للمستحضرات الصيدلانية. في الخبز، يستخدم فوسفات الكالسيوم كعامل تخمير . يستخدم كبريتيت الكالسيوم كمبيض في صناعة الورق وكمطهر، يستخدم سيليكات الكالسيوم كعامل تقوية في المطاط، وأسيتات الكالسيوم هي أحد مكونات راتنج الجير وتستخدم في صنع الصابون المعدني والراتنجات الاصطناعية. ^[47]

يوجد الكالسيوم في قائمة منظمة الصحة العالمية للأدوية الأساسية . ^[53]

تشمل الأطعمة الغنية بالكالسيوم منتجات الألبان مثل الزبادي والجبن والسردين والسلمون ومنتجات الصويا والكرنب وحبوب الإفطار المدعمة . ^[ 9 ]

بسبب المخاوف بشأن الآثار الجانبية الضارة طويلة المدى، بما في ذلك تكلس الشرايين وحصوات الكلى ، حدد كل من معهد الطب الأمريكي (IOM) وهيئة سلامة الأغذية الأوروبية (EFSA) مستويات المدخول القصوى المسموح بها (ULs) للكالسيوم الغذائي والمكملات الغذائية مجتمعة. من معهد الطب، لا يجوز للأشخاص الذين تتراوح أعمارهم بين 9 و18 عامًا تجاوز 3 جرام / يوم من المدخول المشترك؛ وللأعمار من 19 إلى 50 عامًا، لا يتجاوز 2.5 جرام / يوم؛ وللأعمار من 51 عامًا وما فوق، لا يتجاوز 2 جرام / يوم. ^[54] حددت هيئة سلامة الأغذية الأوروبية الحد الأقصى المسموح به لجميع البالغين عند 2.5 جرام / يوم، لكنها قررت أن المعلومات الخاصة بالأطفال والمراهقين لم تكن كافية لتحديد مستويات المدخول القصوى المسموح بها. ^[55]

توصيات الكالسيوم اليومية المعدلة حسب العمر (من RDAs المعهد الأمريكي للطب) ^[56]

عمر	الكالسيوم (ملجم/يوم)
1-3 سنوات	700
4-8 سنوات	1000
9-18 سنة	1300
19-50 سنة	1000
>51 سنة	1000
الحمل	1000
الرضاعة	1000

الكالسيوم عنصر أساسي مطلوب بكميات كبيرة. ^{[8] [9]} يعمل أيون Ca ²⁺ كإلكتروليت وهو ضروري لصحة الجهاز العضلي والدورة الدموية والجهاز الهضمي؛ لا غنى عنه لبناء العظام في شكل هيدروكسي أباتيت ؛ ويدعم تخليق خلايا الدم ووظيفتها. على سبيل المثال، ينظم تقلص العضلات والتوصيل العصبي وتجلط الدم. ونتيجة لذلك، يتم تنظيم مستويات الكالسيوم داخل الخلايا وخارجها بشكل صارم من قبل الجسم. يمكن أن يلعب الكالسيوم هذا الدور لأن أيون Ca ²⁺ يشكل معقدات تنسيق مستقرة مع العديد من المركبات العضوية، وخاصة البروتينات ؛ كما أنه يشكل مركبات ذات مجموعة واسعة من الذوبان، مما يتيح تكوين الهيكل العظمي . ^{[8] [58]}

يمكن أن تتشكل أيونات الكالسيوم بواسطة البروتينات من خلال الارتباط بمجموعات الكربوكسيل لبقايا حمض الجلوتاميك أو حمض الأسبارتيك ؛ أو من خلال التفاعل مع بقايا السيرين أو التيروزين أو الثريونين الفوسفورية ؛ أو من خلال الارتباط ببقايا الأحماض الأمينية الكربوكسيلية γ. يستخدم التربسين ، وهو إنزيم هضمي، الطريقة الأولى؛ ويستخدم أوستيوكالسين ، وهو بروتين في مصفوفة العظام، الطريقة الثالثة. ^[59]

تستخدم بعض بروتينات مصفوفة العظام الأخرى مثل أوستيوبونتين وسيالوبروتين العظام كلاً من الأول والثاني. يعد التنشيط المباشر للإنزيمات عن طريق ربط الكالسيوم أمرًا شائعًا؛ يتم تنشيط بعض الإنزيمات الأخرى عن طريق الارتباط غير التساهمي بالإنزيمات التي تربط الكالسيوم مباشرة. يرتبط الكالسيوم أيضًا بطبقة الفسفوليبيد في غشاء الخلية ، مما يثبت البروتينات المرتبطة بسطح الخلية. ^[59]

كمثال على النطاق الواسع لذوبان مركبات الكالسيوم، فإن فوسفات أحادي الكالسيوم قابل للذوبان في الماء بشكل كبير، حيث أن 85% من الكالسيوم خارج الخلية يكون على شكل فوسفات ثنائي الكالسيوم مع قابلية ذوبان تبلغ 2.00  مليمول ، وهيدروكسيباتيت العظام في مصفوفة عضوية هو فوسفات ثلاثي الكالسيوم مع قابلية ذوبان تبلغ 1000 ميكرومول. ^[59]

الكالسيوم هو أحد المكونات الشائعة للمكملات الغذائية متعددة الفيتامينات ، ^[8] ولكن تركيب مركبات الكالسيوم في المكملات قد يؤثر على توافره البيولوجي والذي يختلف حسب قابلية ذوبان الملح المعني: سترات الكالسيوم ، ومالات ، ولاكتات ذات توافر بيولوجي عالي، في حين أن الأكسالات أقل. تشمل مستحضرات الكالسيوم الأخرى كربونات الكالسيوم ، ومالات سترات الكالسيوم ، وجلوكونات الكالسيوم . ^[8] يمتص الأمعاء حوالي ثلث الكالسيوم الذي يتم تناوله كأيون حر ، ثم يتم تنظيم مستوى الكالسيوم في البلازما بواسطة الكلى . ^[8]

يعمل هرمون الغدة جار الدرقية وفيتامين د على تعزيز تكوين العظام من خلال السماح وتعزيز ترسب أيونات الكالسيوم هناك، مما يسمح بتجدد العظام بسرعة دون التأثير على كتلة العظام أو محتواها المعدني. ^[8] عندما تنخفض مستويات الكالسيوم في البلازما، يتم تنشيط مستقبلات سطح الخلية ويحدث إفراز هرمون الغدة جار الدرقية؛ ثم يشرع في تحفيز دخول الكالسيوم إلى مجموعة البلازما عن طريق أخذه من خلايا الكلى والأمعاء والعظام المستهدفة، مع معارضة عمل هرمون الغدة جار الدرقية في تكوين العظام بواسطة الكالسيتونين ، الذي يزداد إفرازه مع زيادة مستويات الكالسيوم في البلازما. ^[59]

قد يؤدي الإفراط في تناول الكالسيوم إلى ارتفاع نسبة الكالسيوم في الدم. ومع ذلك، نظرًا لأن الكالسيوم يمتص بشكل غير فعال إلى حد ما بواسطة الأمعاء، فمن المرجح أن يكون سبب ارتفاع الكالسيوم في المصل هو الإفراز المفرط لهرمون الغدة جار الدرقية (PTH) أو ربما الإفراط في تناول فيتامين د، وكلاهما يسهل امتصاص الكالسيوم. تؤدي كل هذه الحالات إلى ترسب أملاح الكالسيوم الزائدة في القلب أو الأوعية الدموية أو الكلى. تشمل الأعراض فقدان الشهية والغثيان والقيء وفقدان الذاكرة والارتباك وضعف العضلات وزيادة التبول والجفاف وأمراض العظام الأيضية. ^[59]

يؤدي فرط كالسيوم الدم المزمن عادة إلى تكلس الأنسجة الرخوة وعواقبه الخطيرة: على سبيل المثال، يمكن أن يسبب التكلس فقدان مرونة جدران الأوعية الدموية وتعطيل تدفق الدم الصفائحي - ومن ثم تمزق اللويحات والتخثر . وعلى العكس من ذلك، قد يؤدي تناول الكالسيوم أو فيتامين د غير الكافي إلى نقص كالسيوم الدم ، والذي يحدث غالبًا أيضًا بسبب الإفراز غير الكافي لهرمون الغدة جار الدرقية أو مستقبلات هرمون الغدة جار الدرقية المعيبة في الخلايا. تشمل الأعراض استثارة الأعصاب العضلية، مما قد يسبب التكزز وتعطيل التوصيل في أنسجة القلب. ^[59]

نظرًا لأن الكالسيوم ضروري لنمو العظام، يمكن إرجاع العديد من أمراض العظام إلى المصفوفة العضوية أو هيدروكسيباتيت في البنية الجزيئية أو تنظيم العظام. هشاشة العظام هي انخفاض في محتوى المعادن في العظام لكل وحدة حجم، ويمكن علاجها عن طريق مكملات الكالسيوم وفيتامين د والبيسفوسفونات . ^{[8] [9]} يمكن أن تؤدي الكميات غير الكافية من الكالسيوم أو فيتامين د أو الفوسفات إلى لين العظام، وهو ما يسمى لين العظام . ^[59]

الكالسيوم

المخاطر
تصنيف GHS : [60]
الصور التوضيحية
كلمة الإشارة	خطر
بيانات المخاطر	ح261
بيانات تحذيرية	ص231+ص232
NFPA 704 (الماس الناري)	0 3 1 و

نظرًا لأن الكالسيوم يتفاعل بشكل طارد للحرارة مع الماء والأحماض، فإن ملامسة معدن الكالسيوم للرطوبة الجسدية تؤدي إلى تهيج تآكلي شديد. ^[61] عند البلع، يكون لمعدن الكالسيوم نفس التأثير على الفم والمريء والمعدة، ويمكن أن يكون مميتًا. ^[48] ومع ذلك، لا يُعرف أن التعرض طويل الأمد له آثار ضارة مميزة. ^[61]

• هلوتشان، ستيفن إي؛ بوميرانتز، كينيث (2005). "الكالسيوم وسبائك الكالسيوم". موسوعة أولمان للكيمياء الصناعية . وينهايم: وايلي-في سي إتش. doi :10.1002/14356007.a04_515.pub2. ISBN 978-3527306732.