Ce n'est pas une propriété physique du calcium. Le calcium comme élément chimique, son rôle

Le calcium est un élément du sous-groupe principal du deuxième groupe, la quatrième période du tableau périodique des éléments chimiques, de numéro atomique 20. Il est désigné par le symbole Ca (lat. Calcium). La substance simple calcium (numéro CAS : 7440-70-2) est un métal alcalino-terreux mou et chimiquement actif, l'argent. blanc.

Histoire et origine du nom

Le nom de l'élément vient de Lat. calx (dans cas génitif calcis) - « chaux », « pierre tendre ». Il a été proposé par le chimiste anglais Humphry Davy, qui a isolé le calcium métallique par la méthode électrolytique en 1808. Davy a électrolysé un mélange de chaux éteinte humide et d'oxyde mercurique HgO sur une plaque de platine, qui servait d'anode. La cathode était un fil de platine immergé dans du mercure liquide. À la suite de l'électrolyse, un amalgame de calcium a été obtenu. Après en avoir distillé du mercure, Davy a obtenu un métal appelé calcium.
Les composés de calcium - calcaire, marbre, gypse (ainsi que chaux - produit de la cuisson du calcaire) sont utilisés dans la construction il y a plusieurs milliers d'années. Jusqu'à fin XVIII des siècles, les chimistes croyaient à la chaux corps simple. En 1789, A. Lavoisier suggère que la chaux, la magnésie, la barytine, l'alumine et la silice sont des substances complexes.

Reçu

Le calcium métallique libre est obtenu par électrolyse d'une masse fondue constituée de CaCl 2 (75-80 %) et de KCl ou de CaCl 2 et CaF 2, ainsi que par réduction aluminothermique de CaO à 1 170-1 200 °C :
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.

Propriétés physiques

Le calcium métallique existe en deux modifications allotropiques. Jusqu'à 443 °C, l'α-Ca avec un réseau cubique à faces centrées (paramètre a = 0,558 nm) est stable ; le β-Ca avec un réseau cubique centré sur le corps de type α-Fe (paramètre a = 0,448 nm) est stable. plus stable. L'enthalpie standard ΔH 0 de la transition α → β est de 0,93 kJ/mol.
Avec une augmentation progressive de la pression, il commence à présenter les propriétés d'un semi-conducteur, mais ne devient pas un semi-conducteur dans dans tous les sens ce mot (ce n'est plus du métal non plus). Avec une nouvelle augmentation de la pression, il revient à l'état métallique et commence à présenter des propriétés supraconductrices (la température de supraconductivité est six fois supérieure à celle du mercure et dépasse de loin tous les autres éléments en termes de conductivité). Le comportement unique du calcium est similaire à bien des égards à celui du strontium (c'est-à-dire des parallèles dans tableau périodique sont sauvegardés).

Propriétés chimiques

Le calcium est un métal alcalino-terreux typique. L'activité chimique du calcium est élevée, mais inférieure à celle de tous les autres métaux alcalino-terreux. Il interagit facilement avec l'oxygène, dioxyde de carbone et l'humidité de l'air, c'est pourquoi la surface du calcium métallique est généralement gris terne, donc en laboratoire le calcium est généralement stocké, comme les autres métaux alcalino-terreux, dans un bocal bien fermé sous une couche de kérosène ou de paraffine liquide.

Parmi tous les éléments du tableau périodique, on peut en identifier plusieurs, sans lesquels non seulement diverses maladies se développent dans les organismes vivants, mais il est généralement impossible de vivre et de croître normalement. L'un d'eux est le calcium.

Il est intéressant de noter que lorsque nous parlons de ce métal comme d’une substance simple, il n’a aucun avantage, voire aucun danger, pour l’homme. Cependant, dès que l'on évoque les ions Ca 2+, de nombreux points surgissent immédiatement qui caractérisent leur importance.

Position du calcium dans le tableau périodique

La caractérisation du calcium, comme de tout autre élément, commence par indiquer sa position dans le tableau périodique. Après tout, cela permet d’en apprendre beaucoup sur un atome donné :

• charge nucléaire;
• nombre d'électrons et de protons, neutrons ;
• état d'oxydation, le plus élevé et le plus bas ;
• configuration électronique et autres choses importantes.

L'élément que nous considérons se situe dans la quatrième grande période du deuxième groupe, sous-groupe principal et a numéro de série 20. En outre, le tableau périodique chimique indique le poids atomique du calcium - 40,08, qui est la valeur moyenne des isotopes existants d'un atome donné.

L'état d'oxydation est un, toujours constant, égal à +2. Formule CaO. Nom latinélément calcium, d'où le symbole de l'atome de Ca.

Caractéristiques du calcium en tant que substance simple

Dans des conditions normales cet élément est un métal de couleur blanc argenté. La formule du calcium en tant que substance simple est Ca. En raison de sa forte activité chimique, il est capable de former de nombreux composés appartenant à différentes classes.

A l'état solide d'agrégation, il ne fait pas partie du corps humain, il est donc important pour les besoins industriels et techniques (principalement les synthèses chimiques).

C’est l’un des métaux les plus répandus dans la croûte terrestre, environ 1,5 %. Il appartient au groupe des alcalino-terreux, car lorsqu'il est dissous dans l'eau, il produit des alcalis, mais dans la nature, on le trouve sous forme de multiples minéraux et sels. L'eau de mer contient beaucoup de calcium (400 mg/l).

Réseau cristallin

Les caractéristiques du calcium s'expliquent par la structure du réseau cristallin, qui peut être de deux types (puisqu'il existe une forme alpha et bêta) :

• face cubique centrée;
• centrée sur le volume.

Le type de liaison dans la molécule est métallique ; sur les sites du réseau, comme tous les métaux, il y a des ions atomiques.

Être dans la nature

Il existe plusieurs substances principales dans la nature qui contiennent cet élément.

1. Eau de mer.
2. Roches et minéraux.
3. Organismes vivants (coquilles et coquillages, tissus osseux, etc.).
4. Eaux souterraines dans la croûte terrestre.

Les types suivants peuvent être identifiés rochers et les minéraux, qui sont sources naturelles calcium.

1. La dolomite est un mélange de carbonate de calcium et de magnésium.
2. La fluorine est du fluorure de calcium.
3. Gypse - CaSO 4 2H 2 O.
4. Calcite - craie, calcaire, marbre - carbonate de calcium.
5. Albâtre - CaSO 4 ·0,5H 2 O.
6. Apatité.

Au total, il existe environ 350 minéraux et roches différents contenant du calcium.

Modalités d'obtention

Isoler le métal sous forme libre pendant longtemps Cela n’a pas été possible, car son activité chimique est élevée et ne peut être trouvée dans la nature sous sa forme pure. Ainsi, jusqu’au XIXe siècle (1808), l’élément en question était un autre mystère posé par le tableau périodique.

Le chimiste anglais Humphry Davy a réussi à synthétiser le calcium sous forme de métal. C'est lui qui a découvert le premier les particularités de l'interaction des fontes de minéraux solides et de sels avec choc électrique. Aujourd’hui, la manière la plus pertinente d’obtenir ce métal est l’électrolyse de ses sels, tels que :

• un mélange de chlorures de calcium et de potassium ;
• un mélange de fluorure et de chlorure de calcium.

Il est également possible d’extraire le calcium de son oxyde par aluminothermie, méthode courante en métallurgie.

Propriétés physiques

Les caractéristiques du calcium selon des paramètres physiques peuvent être décrites en plusieurs points.

1. L'état d'agrégation est solide dans des conditions normales.
2. Point de fusion - 842 0 C.
3. Le métal est mou et peut être coupé avec un couteau.
4. Couleur - blanc argenté, brillant.
5. Il possède de bonnes propriétés conductrices et thermoconductrices.
6. Lorsqu'il est chauffé pendant une longue période, il se transforme en liquide, puis en vapeur, perdant ses propriétés métalliques. Point d'ébullition 1484 0 C.

Les propriétés physiques du calcium ont une particularité. Lorsqu’une pression est appliquée sur un métal, il perd à un moment donné ses propriétés métalliques et sa capacité à conduire l’électricité. Cependant, avec une nouvelle augmentation de l'exposition, il se rétablit à nouveau et se manifeste comme un supraconducteur, plusieurs fois plus élevé dans ces indicateurs que les autres éléments.

Propriétés chimiques

L'activité de ce métal est très élevée. Par conséquent, le calcium entre en jeu dans de nombreuses interactions. Les réactions avec tous les non-métaux lui sont courantes, car en tant qu'agent réducteur, il est très puissant.

1. À conditions normales réagit facilement pour former les composés binaires correspondants avec : les halogènes, l'oxygène.
2. Lorsqu'il est chauffé : hydrogène, azote, carbone, silicium, phosphore, bore, soufre et autres.
3. Sur en plein air interagit immédiatement avec le dioxyde de carbone et l'oxygène, il se recouvre donc d'un revêtement gris.
4. Réagit violemment avec les acides, provoquant parfois une inflammation.

Des propriétés intéressantes du calcium apparaissent lorsqu’il s’agit de sels. Ainsi, les belles grottes qui poussent au plafond et sur les murs ne sont rien d'autre que formées au fil du temps à partir d'eau, de dioxyde de carbone et de bicarbonate sous l'influence de processus dans les eaux souterraines.

Compte tenu de l’activité du métal à l’état normal, il est stocké dans les laboratoires, tout comme les métaux alcalins. Dans un récipient en verre foncé, avec un couvercle bien fermé et sous une couche de kérosène ou de paraffine.

Une réaction qualitative à l’ion calcium est la coloration de la flamme dans une belle et riche couleur rouge brique. On peut également identifier le métal entrant dans la composition des composés grâce aux précipités insolubles de certains de ses sels (carbonate de calcium, fluorure, sulfate, phosphate, silicate, sulfite).

Connexions métalliques

Les types de composés métalliques sont les suivants :

• oxyde;
• hydroxyde;
• sels de calcium (moyens, acides, basiques, doubles, complexes).

L'oxyde de calcium appelé CaO est utilisé pour créer un matériau de construction (chaux). Si vous éteignez l'oxyde avec de l'eau, vous obtenez l'hydroxyde correspondant, qui présente les propriétés d'un alcali.

Grand signification pratique contiennent précisément les différents sels de calcium utilisés dans différents secteurs fermes. Nous avons déjà mentionné ci-dessus quels types de sels existent. Donnons des exemples des types de ces connexions.

1. Sels moyens - carbonate CaCO 3, phosphate Ca 3 (PO 4) 2 et autres.
2. Acide - hydrogénosulfate CaHSO 4.
3. Les principaux sont le bicarbonate (CaOH) 3 PO 4.
4. Complexe - Cl 2.
5. Double - 5Ca(NO 3) 2 *NH 4 NO 3 *10H 2 O.

Il se présente sous forme de composés de cette classe Le calcium est important pour les systèmes biologiques, car les sels sont la source d'ions pour le corps.

Rôle biologique

Pourquoi le calcium est-il important pour le corps humain ? Il y a plusieurs raisons.

1. Ce sont les ions de cet élément qui font partie de la substance intercellulaire et du fluide tissulaire, participant à la régulation des mécanismes d'excitation, à la production d'hormones et de neurotransmetteurs.
2. Le calcium s'accumule dans les os et l'émail des dents à raison d'environ 2,5 % de masse totale corps. C'est beaucoup et joue un rôle important dans le renforcement de ces structures, en maintenant leur solidité et leur stabilité. La croissance du corps sans cela est impossible.
3. La coagulation du sang dépend aussi des ions en question.
4. Il fait partie du muscle cardiaque et participe à son excitation et à sa contraction.
5. Il participe aux processus d'exocytose et d'autres changements intracellulaires.

Si la quantité de calcium consommée n'est pas suffisante, des maladies telles que :

• rachitisme;
• l'ostéoporose;
• maladies du sang.

L'apport quotidien pour un adulte est de 1 000 mg et pour les enfants de plus de 9 ans de 1 300 mg. Afin d'éviter un excès de cet élément dans l'organisme, vous ne devez pas dépasser la dose spécifiée. Sinon, des maladies intestinales pourraient se développer.

Pour tous les autres êtres vivants, le calcium n’est pas moins important. Par exemple, bien que beaucoup n’aient pas de squelette, leurs moyens externes de renforcement sont également des formations de ce métal. Parmi eux :

• fruits de mer;
• moules et huîtres;
• éponges;
• polypes de corail.

Ils portent tous sur leur dos ou, en principe, forment au cours de leur vie un certain squelette externe qui les protège des influences extérieures et les prédateurs. Son composant principal est constitué de sels de calcium.

Les vertébrés, comme les humains, ont besoin de ces ions pour leur croissance et leur développement normaux et les reçoivent de la nourriture.

Il existe de nombreuses options avec lesquelles il est possible de reconstituer l'élément manquant dans le corps. Le meilleur de tout, bien sûr, méthodes naturelles- des produits contenant l'atome recherché. Cependant, si pour une raison quelconque cela n’est pas suffisant ou impossible, la voie médicale est également acceptable.

Ainsi, la liste des aliments contenant du calcium ressemble à ceci :

• produits laitiers et produits laitiers fermentés;
• poisson;
• vert;
• céréales (sarrasin, riz, produits de boulangerie à base de farine de grains entiers) ;
• quelques agrumes (oranges, mandarines) ;
• les légumineuses ;
• toutes les noix (surtout les amandes et les noix).

Si vous êtes allergique à certains aliments ou si vous ne pouvez pas les manger pour une autre raison, les préparations contenant du calcium aideront à reconstituer le niveau de l'élément nécessaire dans le corps.

Tous sont des sels de ce métal, qui ont la capacité d'être facilement absorbés par l'organisme, rapidement absorbés dans le sang et les intestins. Parmi eux, les plus populaires et les plus utilisés sont les suivants.

1. Chlorure de calcium - solution injectable ou pour administration orale aux adultes et aux enfants. Il diffère par la concentration de sel dans la composition ; il est utilisé pour les « injections chaudes », puisqu'il provoque exactement cette sensation lorsqu'il est injecté. Il existe des formes à base de jus de fruit pour une administration orale plus facile.
2. Disponible en comprimés (0,25 ou 0,5 g) et en solutions pour injection intraveineuse. Souvent sous forme de comprimés, il contient divers additifs à base de fruits.
3. Lactate de calcium - disponible en comprimés de 0,5 g.

Calcium(Calcium), Ca, élément chimique du groupe II du système périodique de Mendeleïev, numéro atomique 20, masse atomique 40.08 ; métal léger blanc argenté. Élément naturel représente un mélange de six isotopes stables: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca et 48 Ca, dont 40 Ca est le plus courant (96, 97 %).

Les composés de Ca - calcaire, marbre, gypse (ainsi que chaux - produit de la calcination du calcaire) étaient déjà utilisés dans la construction dans l'Antiquité. Jusqu’à la fin du XVIIIe siècle, les chimistes considéraient la chaux comme un simple solide. En 1789, A. Lavoisier suggère que la chaux, la magnésie, la barytine, l'alumine et la silice sont des substances complexes. En 1808, G. Davy, soumettant un mélange de chaux éteinte humide et d'oxyde de mercure à une électrolyse avec une cathode de mercure, prépara un amalgame de Ca, et en distillant du mercure, il obtint un métal appelé « Calcium » (du latin calx, genre calcis - chaux) .

Répartition du calcium dans la nature. En termes d'abondance dans la croûte terrestre, Ca se classe au 5ème rang (après O, Si, Al et Fe) ; teneur 2,96% en poids. Il migre vigoureusement et s'accumule dans divers systèmes géochimiques, formant 385 minéraux (4ème place en nombre de minéraux). Il y a peu de Ca dans le manteau terrestre et probablement encore moins dans le noyau terrestre(dans les météorites de fer 0,02%). Le Ca prédomine dans la partie inférieure de la croûte terrestre, s'accumulant dans les roches principales ; la plupart Le Ca est contenu dans le feldspath - Ca anorthite ; la teneur en roches basiques est de 6,72 %, en roches acides (granites et autres) de 1,58 %. Dans la biosphère, une différenciation exceptionnellement nette du Ca se produit, associée principalement à « l'équilibre carboné » : lorsque le dioxyde de carbone interagit avec le carbonate CaCO 3, il se forme du bicarbonate soluble Ca(HCO 3) 2 : CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Ca 2+ + 2HCO 3- . Cette réaction est réversible et constitue la base de la redistribution du Ca. Lorsque la teneur en CO 2 des eaux est élevée, le Ca est en solution, et lorsque la teneur en CO 2 est faible, la calcite minérale CaCO 3 précipite, formant d'épais dépôts de calcaire, de craie et de marbre.

La migration biogénique joue également un rôle important dans l'histoire du Ca. Dans la matière vivante des éléments métalliques, le Ca est le principal. On connaît des organismes qui contiennent plus de 10 % de Ca (plus de carbone), construisant leur squelette à partir de composés de Ca, principalement à partir de CaCO 3 (algues calcaires, de nombreux mollusques, échinodermes, coraux, rhizomes, etc.). Avec l'enterrement des squelettes en mer. les animaux et les plantes sont associés à l'accumulation de masses colossales d'algues, de coraux et d'autres calcaires qui, plongeant dans profondeurs terrestres et minéralisant, se transforment en différents types marbre.

De vastes zones au climat humide (zones forestières, toundra) sont caractérisées par une carence en Ca - ici il est facilement lessivé du sol. Ceci est associé à une faible fertilité des sols, à une faible productivité des animaux domestiques, à leur petite taille et souvent à des maladies du squelette. Par conséquent, le chaulage des sols, l'alimentation des animaux domestiques et des oiseaux, etc. sont d'une grande importance. Au contraire, dans les climats secs, le CaCO 3 est peu soluble, c'est pourquoi les paysages de steppes et de déserts sont riches en Ca. Dans les marais salants et les lacs salés, le gypse CaSO 4 · 2H 2 O s'accumule souvent.

Les rivières apportent beaucoup de Ca à l'océan, mais il ne s'attarde pas dans l'eau de mer (teneur moyenne 0,04 %), mais se concentre dans les squelettes des organismes et, après leur mort, se dépose au fond principalement sous forme de CaCO 3. Les limons calcaires sont répandus au fond de tous les océans à des profondeurs ne dépassant pas 4 000 m (à de plus grandes profondeurs, le CaCO 3 se dissout et les organismes y souffrent souvent d'une carence en Ca).

Les eaux souterraines jouent un rôle important dans la migration du Ca. Dans les massifs calcaires, ils lessivent par endroits vigoureusement le CaCO 3, associé au développement du karst, à la formation de grottes, de stalactites et de stalagmites. En plus de la calcite, dans les mers du passé époques géologiques Il y a eu des dépôts généralisés de phosphates de Ca (par exemple, les gisements de phosphorite de Karatau au Kazakhstan), de dolomite CaCO 3 ·MgCO 3 et dans les lagons lors de l'évaporation - du gypse.

Pendant histoire géologique La formation de carbonate biogénique a augmenté et les précipitations chimiques de calcite ont diminué. Dans les mers précambriennes (il y a plus de 600 millions d’années), il n’existait aucun animal au squelette calcaire ; ils se sont répandus depuis le Cambrien (coraux, éponges…). Ceci est associé à la teneur élevée en CO 2 de l'atmosphère précambrienne.

Propriétés physiques du calcium. Réseau cristallin La forme α de Ca (stable aux températures ordinaires) est cubique à faces centrées, a = 5,56Å. Rayon atomique 1,97Å, rayon ionique Ca2+, 1,04Å. Densité 1,54 g/cm 3 (20 °C). Au-dessus de 464 °C, la forme β hexagonale est stable. fondre à 851 °C, bouillir à 1 482 °C ; coefficient de température expansion linéaire 22·10 -6 (0-300 °C) ; conductivité thermique à 20 °C 125,6 W/(m K) ou 0,3 cal/(cm sec °C) ; chaleur spécifique(0-100 °C) 623,9 J/(kg K) ou 0,149 cal/(g °C) ; résistivité électrique à 20 °C 4,6·10 -8 ohm·m ou 4,6·10 -6 ohm·cm ; le coefficient de température de la résistance électrique est de 4,57·10 -3 (20 °C). Module élastique 26 Gn/m2 (2600 kgf/mm2) ; résistance à la traction 60 MN/m 2 (6 kgf/mm 2) ; limite élastique 4 MN/m 2 (0,4 kgf/mm 2), limite d'élasticité 38 MN/m 2 (3,8 kgf/mm 2) ; allongement relatif 50% ; Dureté Brinell 200-300 Mn/m2 (20-30 kgf/mm2). Le calcium d'une pureté suffisamment élevée est plastique, facile à presser, à rouler et à couper.

Propriétés chimiques du calcium. Configuration externe couche électronique atome Ca 4s 2, selon lequel Ca dans les composés est 2-valent. Chimiquement, le Ca est très actif. À des températures normales, le Ca interagit facilement avec l'oxygène et l'humidité de l'air, il est donc stocké dans des récipients hermétiquement fermés ou sous de l'huile minérale. Lorsqu'il est chauffé dans l'air ou l'oxygène, il s'enflamme, donnant au principal Oxyde de CaO. Les peroxydes Ca - CaO 2 et CaO 4 sont également connus. AVEC eau froide Le Ca réagit rapidement au début, puis la réaction ralentit en raison de la formation d'un film de Ca(OH) 2. Le Ca réagit vigoureusement avec l'eau chaude et les acides, libérant du H2 (sauf le HNO3 concentré). Il réagit avec le fluor à froid, ainsi qu'avec le chlore et le brome au-dessus de 400 °C, donnant respectivement CaF 2, CaCl 2 et CaBr 2. Ces halogénures à l'état fondu forment ce qu'on appelle des sous-composés avec Ca - CaF, CaCl, dans lesquels Ca est formellement monovalent. Lorsque Ca est chauffé avec du soufre, on obtient du sulfure de calcium CaS, ce dernier ajoute du soufre, formant des polysulfures (CaS 2, CaS 4 et autres). En interaction avec l'hydrogène sec à 300-400 °C, Ca forme l'hydrure CaH 2 - composé ionique, dans lequel l'hydrogène est un anion. À 500 °C, le Ca et l'azote donnent du nitrure de Ca 3 N 2 ; l'interaction du Ca avec l'ammoniac à froid conduit à l'ammoniac complexe Ca 6. Lorsqu'il est chauffé sans accès d'air avec du graphite, du silicium ou du phosphore, Ca donne respectivement du carbure de calcium CaC 2, des siliciures Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 et du phosphure Ca 3 P 2. Ca forme des composés intermétalliques avec Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn et autres.

Obtention du calcium. Dans l'industrie, le Ca est obtenu de deux manières : 1) en chauffant un mélange briqueté de poudre de CaO et d'Al à 1 200 °C sous un vide de 0,01 à 0,02 mm Hg. Art.; libérés par la réaction : 6CaO + 2 Al = 3CaO Al 2 O 3 + 3Ca Les vapeurs de Ca se condensent sur surface froide; 2) par électrolyse d'une masse fondue de CaCl 2 et de KCl avec une cathode liquide cuivre-calcium, un alliage Cu - Ca (65 % Ca) est préparé, à partir duquel le Ca est distillé à une température de 950-1000 °C dans un vide de 0,1 à 0,001 mm Hg. Art.

Application de Calcium. Sous forme de métal pur, Ca est utilisé comme agent réducteur pour U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb et certains métaux des terres rares de leurs relations. Il est également utilisé pour la désoxydation des aciers, des bronzes et d'autres alliages, pour éliminer le soufre des produits pétroliers, pour déshydrater les liquides organiques, pour purifier l'argon des impuretés azotées et comme absorbeur de gaz dans les appareils électriques à vide. Les matériaux antifriction du système Pb-Na-Ca, ainsi que les alliages Pb-Ca utilisés pour la fabrication de coques électriques, ont été largement utilisés en technologie. câbles L'alliage Ca-Si-Ca (silico-calcium) est utilisé comme agent désoxydant et dégazant dans la production d'aciers de haute qualité.

Calcium dans le corps. Ca est l'un des nutriments nécessaire au cours normal processus de la vie. Il est présent dans tous les tissus et fluides des animaux et des plantes. Seuls des organismes rares peuvent se développer dans un environnement dépourvu de Ca. Dans certains organismes, la teneur en Ca atteint 38 % ; chez l'homme - 1,4-2%. Les cellules des organismes végétaux et animaux nécessitent des ratios strictement définis d'ions Ca 2+, Na + et K + dans les environnements extracellulaires. Les plantes obtiennent du Ca du sol. En fonction de leur relation avec le Ca, les plantes sont divisées en calcéphiles et calcéphobes. Les animaux obtiennent du Ca à partir de la nourriture et de l’eau. Le Ca est nécessaire à la formation d'un certain nombre de structures cellulaires, maintenant une perméabilité normale aux membranes cellulaires, pour féconder les œufs de poissons et d'autres animaux, en activant un certain nombre d'enzymes. Les ions Ca 2+ transmettent l'excitation à la fibre musculaire, provoquant sa contraction, augmentant la force des contractions cardiaques, augmentant la fonction phagocytaire des leucocytes et activant le système protéines protectrices le sang, participent à sa coagulation. Dans les cellules, presque tout le Ca se trouve sous forme de composés avec des protéines, des acides nucléiques, des phospholipides et sous forme de complexes avec des phosphates inorganiques et des acides organiques. Dans le plasma sanguin des humains et des animaux supérieurs, seulement 20 à 40 % du Ca peut être lié aux protéines. Chez les animaux dotés d'un squelette, jusqu'à 97 à 99 % de tout le Ca est utilisé comme matériau de construction : chez les invertébrés principalement sous forme de CaCO 3 (coquilles de mollusques, coraux), chez les vertébrés - sous forme de phosphates. De nombreux invertébrés stockent du Ca avant la mue pour construire un nouveau squelette ou pour assurer des fonctions vitales dans des conditions défavorables.

La teneur en Ca dans le sang des humains et des animaux supérieurs est régulée par les hormones des glandes parathyroïdes et thyroïdiennes. Le rôle le plus important La vitamine D joue un rôle dans ces processus. L'absorption du Ca se produit dans la partie antérieure. intestin grêle. L'absorption du Ca se détériore avec une diminution de l'acidité intestinale et dépend du rapport Ca, P et graisses dans les aliments. Le rapport Ca/P optimal dans le lait de vache est d'environ 1,3 (dans les pommes de terre 0,15, dans les haricots 0,13, dans la viande 0,016). S’il y a un excès de P ou d’acide oxalique dans les aliments, l’absorption du Ca se détériore. Les acides biliaires accélèrent son absorption. Le rapport Ca/graisse optimal dans l’alimentation humaine est de 0,04 à 0,08 g de Ca pour 1 g de graisse. L'excrétion du Ca se fait principalement par les intestins. Les mammifères perdent beaucoup de Ca dans le lait pendant la lactation. Avec des perturbations du métabolisme phosphore-calcium, le rachitisme se développe chez les jeunes animaux et les enfants, et des modifications dans la composition et la structure du squelette (ostéomalacie) se développent chez les animaux adultes.

Histoire et origine du nom

Le nom de l'élément vient de Lat. calx (au génitif calcis) - "chaux", "pierre tendre". Il a été proposé par le chimiste anglais Humphry Davy, qui a isolé le calcium métallique par la méthode électrolytique en 1808. Davy a soumis un mélange de chaux éteinte humide à l'électrolyse sur une plaque de platine, qui servait d'anode. La cathode était un fil de platine immergé dans un liquide. À la suite de l'électrolyse, un amalgame de calcium a été obtenu. Après en avoir distillé du mercure, Davy a obtenu un métal appelé calcium.

Isotopes

Le calcium se présente dans la nature sous la forme d'un mélange de six isotopes : 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca et 48 Ca, parmi lesquels le plus courant - 40 Ca - représente 96,97 %. Les noyaux de calcium contiennent un nombre magique de protons : Z= 20 . Isotopes 40
20Ca20
Et 48
20Ca28
sont deux des cinq noyaux doublement magiques existant dans la nature.

Sur six isotopes naturels le calcium cinq est stable. Le sixième isotope 48 Ca, le plus lourd des six et très rare (son abondance isotopique n'est que de 0,187 %), subit une double désintégration bêta avec une demi-vie de (4,39 ± 0,58)⋅10 19 ans.

Dans les roches et les minéraux

Le calcium, migrant vigoureusement dans la croûte terrestre et s'accumulant dans divers systèmes géochimiques, forme 385 minéraux (le quatrième plus grand nombre de minéraux).

La majeure partie du calcium est contenue dans les silicates et aluminosilicates de diverses roches (granites, gneiss, etc.), notamment dans le feldspath - anorthite Ca.

Minéraux de calcium tels que calcite CaCO 3 , anhydrite CaSO 4 , albâtre CaSO 4 ·0,5H 2 O et gypse CaSO 4 ·2H 2 O, fluorite CaF 2 , apatites Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomite MgCO 3 ·CaCO 3 . La présence de sels de calcium et de magnésium dans l'eau naturelle détermine sa dureté.

Une roche sédimentaire constituée principalement de calcite cryptocristalline est le calcaire (une de ses variétés est la craie). Le métamorphisme régional transforme le calcaire en marbre.

Migration dans la croûte terrestre

Dans la migration naturelle du calcium, un rôle important est joué par « l'équilibre carboné », associé à la réaction réversible d'interaction du carbonate de calcium avec l'eau et le dioxyde de carbone avec formation de bicarbonate soluble :

(l'équilibre se déplace vers la gauche ou la droite en fonction de la concentration de dioxyde de carbone).

La migration biogénique joue un rôle énorme.

Dans la biosphère

Les composés du calcium se trouvent dans presque tous les tissus animaux et végétaux (voir ci-dessous). Une quantité importante de calcium se trouve dans les organismes vivants. Ainsi, l'hydroxyapatite Ca 5 (PO 4) 3 OH, ou, dans une autre entrée, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, constitue la base du tissu osseux des vertébrés, y compris les humains ; Les coquilles et coquilles de nombreux invertébrés, coquilles d'œufs, etc. sont constituées de carbonate de calcium CaCO 3. Dans les tissus vivants des humains et des animaux, il y a 1,4 à 2 % de Ca (selon fraction massique); dans le corps d'une personne pesant 70 kg, la teneur en calcium est d'environ 1,7 kg (principalement dans la composition de la substance intercellulaire tissu osseux).

Reçu

Le calcium métallique libre est obtenu par électrolyse d'une masse fondue constituée de CaCl 2 (75-80 %) et de KCl ou de CaCl 2 et CaF 2, ainsi que par réduction aluminothermique de CaO à 1 170-1 200 °C. 4 C a O + 2 A l → C a A l 2 O 4 + 3 C a (\displaystyle (\mathsf (4CaO+2Al\rightarrow CaAl_(2)O_(4)+3Ca)))

Propriétés physiques

Le calcium métal existe sous deux modifications allotropiques. Stable jusqu'à 443 °C α-Ca avec un réseau cubique à faces centrées (paramètre UN= 0,558 nm), plus stable β-Ca avec type de treillis cubique centré sur le corps α-Fe(paramètre un= 0,448 nm). Enthalpie standard Δ H 0 (\displaystyle \Delta H^(0)) transition α → β est de 0,93 kJ/mol.

Avec une augmentation progressive de la pression, il commence à présenter les propriétés d'un semi-conducteur, mais ne devient pas un semi-conducteur au sens plein du terme (ce n'est plus non plus un métal). Avec une nouvelle augmentation de la pression, il revient à l'état métallique et commence à présenter des propriétés supraconductrices (la température de supraconductivité est six fois supérieure à celle du mercure et dépasse de loin tous les autres éléments en termes de conductivité). Le comportement unique du calcium est similaire à bien des égards à celui du strontium (c'est-à-dire que les parallèles dans le tableau périodique sont préservés).

Propriétés chimiques

Dans la série des potentiels standards, le calcium est situé à gauche de l’hydrogène. Standard potentiel d'électrode paires Ca 2+ /Ca 0 −2,84 V, de sorte que le calcium réagit activement avec l'eau, mais sans inflammation :

(\displaystyle (\mathsf (Ca+2H_(2)O\rightarrow Ca(OH)_(2)+H_(2)\uparrow .)))

La présence de bicarbonate de calcium dissous dans l’eau détermine en grande partie la dureté temporaire de l’eau. On l'appelle temporaire car lorsque l'eau bout, le bicarbonate se décompose et le CaCO 3 précipite. Ce phénomène conduit, par exemple, au fait que du tartre se forme au fil du temps dans la bouilloire.

Application

Le calcium métallique est principalement utilisé comme agent réducteur dans la production de métaux, notamment de nickel, de cuivre et d’acier inoxydable. Le calcium et son hydrure sont également utilisés pour produire des métaux difficiles à réduire comme le chrome, le thorium et l'uranium. Les alliages calcium-plomb sont utilisés dans certains types de batteries et dans la production de roulements. Les granules de calcium sont également utilisés pour éliminer les traces d'air des appareils à vide. Le calcium métallique pur est largement utilisé en métallothermie pour la production d'éléments de terres rares. Le calcium est largement utilisé en métallurgie pour la désoxydation de l'acier, avec l'aluminium ou en combinaison avec celui-ci. Le traitement hors four avec des fils contenant du calcium nécessite en raison de l'influence multifactorielle du calcium sur l'état physique et chimique de la masse fondue, la macro et la microstructure du métal, la qualité et les propriétés des produits métalliques, il fait partie intégrante de la technologie de production d'acier. Dans la métallurgie moderne, le fil d'injection est utilisé pour introduire du calcium dans la masse fondue, qui est du calcium (parfois silicocalcique ou aluminocalcique) sous forme de poudre ou de métal pressé dans une gaine en acier. Parallèlement à la désoxydation (élimination de l'oxygène dissous dans l'acier), l'utilisation du calcium permet d'obtenir des inclusions non métalliques de nature, de composition et de forme favorables, et qui ne sont pas détruites lors d'opérations technologiques ultérieures.

L'isotope 48 Ca est l'un des matériaux efficaces et les plus couramment utilisés pour la production d'éléments super-lourds et la découverte de nouveaux éléments du tableau périodique. En effet, le calcium-48 est un noyau doublement magique, sa stabilité lui permet donc d'être suffisamment riche en neutrons pour un noyau léger ; la synthèse de noyaux super-lourds nécessite un excès de neutrons.

Rôle biologique

La concentration de calcium dans le sang, en raison de son importance pour un grand nombre de processus vitaux, est régulée avec précision, et lorsque une bonne nutrition et une consommation adéquate de produits laitiers faibles en gras et une carence en vitamine D ne se produisent pas. Une carence à long terme en calcium et/ou en vitamine D dans l’alimentation augmente le risque d’ostéoporose et provoque le rachitisme chez les nourrissons.

Remarques

1. Dureté Brinell 200-300 MPa
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Composés de calcium- le calcaire, le marbre, le gypse (ainsi que la chaux - un produit du calcaire) étaient déjà utilisés dans la construction dans l'Antiquité. Jusqu’à la fin du XVIIIe siècle, les chimistes considéraient la chaux comme un simple solide. En 1789, A. Lavoisier suggère que la chaux, la magnésie, la barytine, l'alumine et la silice sont des substances complexes. En 1808, Davy, soumettant un mélange de chaux éteinte humide et d'oxyde mercurique à une électrolyse avec une cathode de mercure, prépara un amalgame de calcium, et en distillant du mercure, il obtint un métal appelé « calcium » (du latin. Calx, genre. cas calcis - chaux).

Placer des électrons sur des orbitales.

+20Sa… |3s 3p 3d | 4s

Le calcium est appelé métal alcalino-terreux, il est classé comme élément S. Au niveau électronique externe, le calcium a deux électrons, il donne donc des composés : CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3, etc. Le calcium est un métal typique : il a une grande affinité pour l'oxygène, réduit presque tous les métaux de leurs oxydes et forme beaucoup de métaux. base solide Ca(OH)2.

Les réseaux cristallins des métaux peuvent être différents types, cependant, le calcium est caractérisé par un réseau cubique à faces centrées.

Les tailles, formes et positions relatives des cristaux dans les métaux sont émises à l'aide de méthodes métallographiques. L'évaluation la plus complète de la structure du métal à cet égard est fournie par l'analyse microscopique de sa section mince. Un échantillon est découpé dans le métal testé et sa surface est meulée, polie et gravée avec une solution spéciale (agent de gravure). À la suite de la gravure, la structure de l'échantillon est mise en évidence, qui est examinée ou photographiée à l'aide d'un microscope métallographique.

Le calcium est un métal léger (d = 1,55), de couleur blanc argenté. Il est plus dur et fond à une température plus élevée haute température(851 °C) par rapport au sodium, qui se trouve à côté dans le tableau périodique. Cela s’explique par le fait qu’il y a deux électrons par ion calcium dans le métal. Par conséquent, la liaison chimique entre les ions et gaz électronique il est plus durable que le sodium. À réactions chimiques électrons de valence le calcium est transféré aux atomes d'autres éléments. Dans ce cas, des ions doublement chargés se forment.

Le calcium a une grande activité chimique envers les métaux, en particulier l'oxygène. Dans l'air, il s'oxyde plus lentement métaux alcalins, car le film d'oxyde qui le recouvre est moins perméable à l'oxygène. Lorsqu'il est chauffé, le calcium brûle, libérant d'énormes quantités de chaleur :

Le calcium réagit avec l'eau, en déplaçant l'hydrogène et formant une base :

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

En raison de sa grande réactivité chimique à l’oxygène, le calcium trouve une certaine utilité dans l’extraction de métaux rares à partir de leurs oxydes. Les oxydes métalliques sont chauffés avec les copeaux de calcium ; Les réactions donnent lieu à de l'oxyde de calcium et du métal. L'utilisation du calcium et de certains de ses alliages pour ce que l'on appelle la désoxydation des métaux repose sur cette même propriété. Le calcium est ajouté au métal en fusion et élimine les traces d'oxygène dissous ; l'oxyde de calcium résultant flotte à la surface du métal. Le calcium est inclus dans certains alliages.

Le calcium est obtenu par électrolyse du chlorure de calcium fondu ou par la méthode aluminothermique. L'oxyde de calcium, ou chaux éteinte, est une poudre blanche qui fond à 2570 °C. Il est obtenu par calcination du calcaire :

CaCO3 = CaO + CO2^

L'oxyde de calcium est un oxyde basique, il réagit donc avec les acides et les anhydrides d'acide. Avec de l'eau, on obtient la base - hydroxyde de calcium :

CaO + H2O = Ca(OH)2

L'ajout d'eau à l'oxyde de calcium, appelé extinction de la chaux, se produit avec le dégagement d'une grande quantité de chaleur. Une partie de l’eau se transforme en vapeur. L'hydroxyde de calcium, ou chaux éteinte, est une substance blanche, légèrement soluble dans l'eau. Une solution aqueuse d’hydroxyde de calcium est appelée eau de chaux. Cette solution a des propriétés alcalines assez fortes, puisque l'hydroxyde de calcium se dissocie bien :

Ca(OH)2 = Ca + 2OH

Comparé aux hydrates d’oxydes de métaux alcalins, l’hydroxyde de calcium est plus fondation faible. Cela s’explique par le fait que l’ion calcium est doublement chargé et attire plus fortement les groupes hydroxyles.

La chaux éteinte et sa solution, appelée eau de chaux, réagissent avec les acides et les anhydrides d'acide, notamment le dioxyde de carbone. L'eau de chaux est utilisée dans les laboratoires pour la découverte du dioxyde de carbone, car le carbonate de calcium insoluble qui en résulte provoque un trouble dans l'eau :

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Cependant, si le dioxyde de carbone pénètre pendant une longue période, la solution redevient claire. Cela s'explique par le fait que le carbonate de calcium est transformé en un sel soluble - le bicarbonate de calcium :

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Dans l'industrie, le calcium est obtenu de deux manières :

En chauffant le mélange briqueté de poudre de CaO et d'Al à 1 200 °C sous un vide de 0,01 à 0,02 mm. Hg Art.; distingué par la réaction :

6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

La vapeur de calcium se condense sur une surface froide.

Par électrolyse d'une masse fondue de CaCl2 et KCl avec une cathode liquide cuivre-calcium, un alliage Cu - Ca (65 % Ca) est préparé, à partir duquel le calcium est distillé à une température de 950 - 1000°C sous un vide de 0,1 - 0,001 mmHg.

Une méthode de production de calcium par dissociation thermique du carbure de calcium CaC2 a également été développée.

Le calcium est l’un des éléments les plus courants dans la nature. La croûte terrestre en contient environ 3 % (en poids). Les sels de calcium forment de grandes accumulations dans la nature sous forme de carbonates (craie, marbre), de sulfates (gypse) et de phosphates (phosphorites). Sous l'influence de l'eau et du dioxyde de carbone, les carbonates se dissolvent sous forme de bicarbonates et sont transportés sous terre et eaux fluviales sur longues distances. Lorsque les sels de calcium sont emportés, des grottes peuvent se former. En raison de l'évaporation de l'eau ou d'une augmentation de la température, des dépôts de carbonate de calcium peuvent se former à un nouvel endroit. Par exemple, des stalactites et des stalagmites se forment dans les grottes.

Les sels solubles de calcium et de magnésium provoquent une dureté globale de l’eau. S'ils sont présents dans l'eau à petites quantités, alors l'eau est dite douce. À excellent contenu Parmi ces sels (100 à 200 mg de sels de calcium - dans 1 litre en termes d'ions), l'eau est considérée comme dure. Dans une telle eau, le savon ne mousse pas bien, car les sels de calcium et de magnésium forment avec lui des composés insolubles. Ils ne bouillent pas bien dans l'eau dure produits alimentaires, et lorsqu'il est bouilli, il forme du tartre sur les parois des chaudières à vapeur. Le tartre conduit mal la chaleur, entraîne une augmentation de la consommation de carburant et accélère l'usure des parois de la chaudière. Formation d'écailles - processus complexe. Lorsqu'il est chauffé sels acides l'acide carbonique du calcium et du magnésium se décompose et se transforme en carbonates insolubles :

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

La solubilité du sulfate de calcium CaSO4 diminue également lorsqu'il est chauffé, il fait donc partie du tartre.

La dureté provoquée par la présence de bicarbonates de calcium et de magnésium dans l'eau est appelée carbonate ou dureté temporaire, car elle s'élimine par ébullition. En plus de la dureté carbonatée, il existe également une dureté non carbonatée, qui dépend de la teneur en sulfates et chlorures de calcium et de magnésium dans l'eau. Ces sels ne sont pas éliminés par ébullition et c'est pourquoi la dureté non carbonatée est également appelée dureté permanente. Les duretés carbonatées et non carbonatées s’ajoutent à la dureté totale.

Pour éliminer complètement la dureté, l’eau est parfois distillée. Pour éliminer la dureté carbonatée, l'eau est bouillie. La dureté générale est éliminée soit par l'ajout de produits chimiques, soit par l'utilisation de ce que l'on appelle des échangeurs de cations. Lors de l'utilisation méthode chimique les sels solubles de calcium et de magnésium sont transformés en carbonates insolubles, par exemple, ils sont ajoutés lait de chaux et du soda :

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

L'élimination de la dureté à l'aide de résines échangeuses de cations est un processus plus avancé. Échangeurs de cations - substances complexes(composés naturels du silicium et de l'aluminium, composés organiques de haut poids moléculaire), dont la composition peut être exprimée par la formule Na2R, où R est un résidu acide complexe. Lors de la filtration de l'eau à travers une couche de résine échangeuse de cations, les ions Na (cations) sont échangés contre des ions Ca et Mg :

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Par conséquent, les ions Ca passent de la solution vers l’échangeur de cations et les ions Na passent de l’échangeur de cations vers la solution. Pour restaurer l'échangeur de cations usagé, celui-ci est lavé avec une solution de sel de table. Dans ce cas, le processus inverse se produit : les ions Ca dans l'échangeur de cations sont remplacés par des ions Na :

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

L'échangeur de cations régénéré peut être à nouveau utilisé pour la purification de l'eau.

Sous forme de métal pur, Ca est utilisé comme agent réducteur pour U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb et certains métaux des terres rares et leurs composés. Il est également utilisé pour la désoxydation des aciers, des bronzes et d'autres alliages, pour éliminer le soufre des produits pétroliers, pour déshydrater les liquides organiques, pour purifier l'argon des impuretés azotées et comme absorbeur de gaz dans les appareils électriques à vide. Les matériaux anti-fiction du système Pb - Na - Ca, ainsi que les alliages Pb - Ca utilisés pour la fabrication de gaines de câbles électriques, ont été largement utilisés en technologie. L'alliage Ca - Si - Ca (silicocalcium) est utilisé comme désoxydant et dégazeur dans la production d'aciers de haute qualité.

Le calcium est l'un des éléments biogéniques nécessaires au fonctionnement normal des processus vitaux. Il est présent dans tous les tissus et fluides des animaux et des plantes. Seuls des organismes rares peuvent se développer dans un environnement dépourvu de Ca. Dans certains organismes, la teneur en Ca atteint 38 % : chez l'homme - 1,4 à 2 %. Les cellules des organismes végétaux et animaux nécessitent des ratios strictement définis d’ions Ca, Na et K dans les environnements extracellulaires. Les plantes obtiennent du Ca du sol. En fonction de leur relation avec le Ca, les plantes sont divisées en calcéphiles et calcéphobes. Les animaux obtiennent du Ca à partir de la nourriture et de l’eau. Le Ca est nécessaire à la formation d'un certain nombre de structures cellulaires, au maintien d'une perméabilité normale des membranes cellulaires externes, à la fécondation des œufs de poissons et d'autres animaux et à l'activation d'un certain nombre d'enzymes. Les ions Ca transmettent l'excitation à la fibre musculaire, provoquant sa contraction, augmentant la force des contractions cardiaques, augmentant la fonction phagocytaire des leucocytes, activant le système de protéines sanguines protectrices et participant à sa coagulation. Dans les cellules, presque tout le Ca se trouve sous forme de composés avec des protéines, des acides nucléiques, des phospholipides, dans des complexes avec des phosphates inorganiques et acides organiques. Dans le plasma sanguin des humains et des animaux supérieurs, seulement 20 à 40 % du Ca peut être lié aux protéines. Chez les animaux dotés d'un squelette, jusqu'à 97 à 99 % de tout le Ca est utilisé comme matériau de construction : chez les invertébrés principalement sous forme de CaCO3 (coquilles de mollusques, coraux), chez les vertébrés - sous forme de phosphates. De nombreux invertébrés stockent du Ca avant la mue pour construire un nouveau squelette ou pour assurer des fonctions vitales dans des conditions défavorables. La teneur en Ca dans le sang des humains et des animaux supérieurs est régulée par les hormones des glandes parathyroïdes et thyroïdiennes. La vitamine D joue un rôle clé dans ces processus. L’absorption du Ca se produit dans la partie antérieure de l’intestin grêle. L'absorption du Ca se détériore avec une diminution de l'acidité dans l'intestin et dépend du rapport Ca, phosphore et graisses dans les aliments. Le rapport Ca/P optimal dans le lait de vache est d'environ 1,3 (dans les pommes de terre 0,15, dans les haricots 0,13, dans la viande 0,016). Avec un excès de P et d'acide oxalique dans les aliments, l'absorption du Ca se détériore. Les acides biliaires accélèrent son absorption. Le rapport Ca/graisse optimal dans l’alimentation humaine est de 0,04 à 0,08 g de Ca pour 1 g. graisse L'excrétion du Ca se fait principalement par les intestins. Les mammifères perdent beaucoup de Ca dans le lait pendant la lactation. Avec des perturbations du métabolisme phosphore-calcium, le rachitisme se développe chez les jeunes animaux et les enfants, et des modifications dans la composition et la structure du squelette (ostéomalacie) se développent chez les animaux adultes.

En médecine, les médicaments Ca éliminent les troubles liés au manque d'ions Ca dans l'organisme (tétanie, spasmophilie, rachitisme). Les médicaments Ca réduisent sensibilité accrue aux allergènes et sont utilisés pour traiter les maladies allergiques (maladie sérique, fièvre somnolente, etc.). Les préparations de Ca réduisent l'augmentation de la perméabilité vasculaire et ont un effet anti-inflammatoire. Ils sont utilisés pour la vascularite hémorragique, le mal des rayons, les processus inflammatoires (pneumonie, pleurésie, etc.) et certaines maladies de la peau. Prescrit comme agent hémostatique, pour améliorer l'activité du muscle cardiaque et renforcer l'effet des préparations digitaliques, comme antidote aux intoxications aux sels de magnésium. Avec d'autres médicaments, les préparations de Ca sont utilisées pour stimuler le travail. Le chlorure de Ca est administré par voie orale et intraveineuse. L'ossocalcinol (suspension stérile à 15 % de poudre d'os spécialement préparée dans de l'huile de pêche) a été proposé pour la thérapie tissulaire.

Les préparations de Ca comprennent également le gypse (CaSO4), utilisé en chirurgie pour les pansements en plâtre, et la craie (CaCO3), prescrite en interne pour augmenter l'acidité du suc gastrique et pour la préparation de poudre dentaire.