Kalcium

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Kalcium
Ca-TableImage.png
Tecken
Ca
Atomnr.
20
Grupp
2
Period
4
Block
s
Allmänt
Ämnesklass alkaliska jordartsmetaller
Densitet 1550 kg/m3 (273 K)
Hårdhet 1,75
Utseende silvrigt vit
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa 40,078 u
Atomradie (beräknad) 180 (194) pm
Kovalent radie 174 pm
Elektronkonfiguration [Ar]4s2
e per skal 2,8,8,2
Oxidationstillstånd (O) 2, (stark bas)
Kristallstruktur kubisk ytcentrerad
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillstånd fast
Magnetiska egenskaper paramagnetisk
Smältpunkt 1115 K (839 °C)
Kokpunkt 1757 K (1484 °C)
Molvolym 26,20 ·10-6 m3/mol
Ångbildningsvärme 153,6 kJ/mol
Smältvärme 8,54 kJ/mol
Ångtryck 254 Pa vid 1112 K
Ljudhastighet 3810 m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet 1,00 (Paulingskalan)
Värmekapacitet 632 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga 29,8·106 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga 201 W/(m·K)
1a jonisationspotential 589,8 kJ/mol
2a jonisationspotential 1145,4 kJ/mol
3e jonisationspotential 4912,4 kJ/mol
Stabilaste isotoper
Isotop F % Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
40Ca 96,941 % 40Ca, stabil isotop med 20 neutroner
41Ca syntetisk< 103 000 år ε 0,421 41K
42Ca 0,647 % 42Ca, stabil isotop med 22 neutroner
43Ca 0,135 % 43Ca, stabil isotop med 23 neutroner
44Ca 2,086 % 44Ca, stabil isotop med 24 neutroner
46Ca 0,004 % 46Ca, stabil isotop med 26 neutroner
48Ca 0,187 % 6<·1018 år β-β- 4,272 48Ti
SI-enheter & STP används om ej annat angivits.

Kalcium är ett metalliskt grundämne som har atomnummer 20 och kemiskt tecken Ca. Kalcium, som tillhör gruppen alkaliska jordartsmetaller, är ett av de vanligaste ämnena i jordskorpan. Kalcium är viktigt för alla levande organismer och är den vanligaste metallen i en del djur.

Rent metalliskt kalcium reagerar med luftfuktigheten så att ett vitt lager av kalciumhydroxid bildas på ytan. I reaktionen bildas vätgas.

Biologisk betydelse[redigera | redigera wikitext]

Den största delen av organismens kalklager finns upplagrat i benvävnaden och tänderna, en mindre del finns upplöst i kroppsvätskorna eller är bundet till proteiner (kalciumbindande proteiner). För att kalcium skall upptas normalt, förutsätter det att det finns magsyra, magnesium och D-vitamin i tillräckliga mängder.

Kalcium medverkar till att leda impulser i nervsystemet, reglerar musklernas och därigenom också hjärtats kontraktion och medverkar vid blodkoaguleringen.

Överdriven konsumtion av kalciumpreparat kan leda till hyperkalcemi, vilket innebär trötthet, andningsproblem, förvirring, koma, psykos och ytterst hjärtstillestånd, på grund av den förhöjda nivån av kalcium i blodet.

Överdosering kan också leda till njursvikt och minskad absorption av andra mineraler.[1][2] Överdriven konsumtion via framför allt mjölk och eller kosttillskott innehållande kalcium, kan dränera kroppens magnesiumdepåer, vilket kommer leda till att cellerna i kroppen för svårt att ta upp näring och göra sig av med gifter, och ytterst leda till hjärtattack.

Studier tyder på ett samband mellan överdrivet högt intag (2000 mg per dag, eller mer än dubbla RDI) av kalcium och prostatacancer.[3] Man ansåg tidigare att överdosering av kalcium kunde leda till njursten, men senare studier tyder på motsatsen.[4][5][6]

Vid allvarliga brister på kalcium kan rakit (engelska sjukan) utvecklas. Men även porös och mjuk benstomme, tandskador, muskelkramper, blå fingrar och tår. Kramper kan uppträda i tarmen med förstoppning och katarr som följd. Ofta kan man se skenbara mentala tillstånd som nervositet, sömnlöshet, depression och nedsatt smärttolerans. Nedsatt produktion av magsyra och menstruationssmärtor.

Upptagandet av kalcium hämmas av livsmedel som innehåller fytin, exempelvis vetekli och spannmål. Upptaget hämmas även av livsmedel som innehåller oxalsyra, exempelvis spenat, rabarber och tomat.

Fytin kan elimineras genom att man långtidsbakar brödet och genom att man lägger kli och spannmålsprodukter i blöt 8-10 timmar innan det skall användas.

Större mängd kalcium återfinns i bland annat mjölk, ost och andra mejeriprodukter. Dessutom i spannmål, frö och färska grönsaker. Sesamfrö och solrosfrö är speciellt bra källor.

Rekommenderat dagligt intag: Barn 360-700 mg, män och kvinnor 800-900 mg (ammande 1200 mg). Se vidare RDI-tabell.

Användning[redigera | redigera wikitext]

Kalcium kan användas som reducerande metall vid framställning av bland annat torium, zirkonium och uran. Andra användningsområden för kalcium är:

Ett kalciumsalt i en låga

Förekomst[redigera | redigera wikitext]

Kalcium är kraftig reaktiv och förenar sig lätt med andra ämnen. Därför finns den aldrig i naturen som ren metall.[7] Vanliga kalciumföreningar är kalciumkarbonat (CaCO3), kalciumfluorid ( CaF2) och kalciumsulfat (CaSO4).

Framställning[redigera | redigera wikitext]

Kalcium produceras genom smältelektrolys av kalciumfluorid. Kalcium kan också produceras genom smältelektrolys av ett annat kalciumsalt. Ett tredje sätt att producera kalcium är att reducera ett kalciumsalt med en reaktivare metall som till exempel strontium, men denna procedur är inte ekonomisk eftersom den reaktivare metallen behöver renframställas först.

Historia[redigera | redigera wikitext]

Kalkföreningar har använts som byggnadsmaterial sen förhistorisk tid, minst sedan 7 000 före Kristus. Den äldsta anläggningen för att producera osläckt kalk som man funnit är från 2500 före Kristus. En skrift från 975 beskriver användning av gips som skydd för brutna skelettben.

Orent kalcium upptäcktes av Humphry Davy 1808 genom elektrolys av fuktig kalciumoxid med kvicksilverkatod, varvid han erhöll kalciumamalgam. I sina första försök använde han kalciumoxid, men Berzelius, som något tidigare framställt kalciumamalgam, visade att bättre resultat erhölls med hydroxiden.[8]

Se även[redigera | redigera wikitext]

Referenser[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ Standing Committee on the Scientific Evaluation of Dietary Reference Intakes, Food and Nutrition Board, Institute of Medicine (1997). Dietary Reference Intakes for Calcium, Phosphorus, Magnesium, Vitamin D and fluoride. Washington DC: The National Academies Press. ISBN 0-309-06403-1. http://www.nap.edu/catalog.php?record_id=5776 
  2. ^ Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D and Calcium; Institute of Medicine (2011). Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D. ISBN 978-0-309-16394-1. http://www.nap.edu/catalog.php?record_id=13050 
  3. ^ Giovannucci E, Rimm EB, Wolk A, et al. (February 1998). ”Calcium and fructose intake in relation to risk of prostate cancer”. Cancer Research "58" (3): sid. 442–7. PMID 9458087. http://cancerres.aacrjournals.org/cgi/pmidlookup?view=long&pmid=9458087. 
  4. ^ Curhan, GC; Willett, WC; Rimm, EB; Stampfer, MJ (1993). ”A prospective study of dietary calcium and other nutrients and the risk of symptomatic kidney stones” (PDF). The New England Journal of Medicine "328" (12): sid. 833–8. doi:10.1056/NEJM199303253281203. PMID 8441427. http://www.nejm.org/doi/pdf/10.1056/NEJM199303253281203. 
  5. ^ Bihl G, Meyers A. (2001). ”Recurrent renal stone disease-advances in pathogenesis and clinical management”. Lancet "358" (9282): sid. 651–656. doi:10.1016/S0140-6736(01)05782-8. PMID 11530173. 
  6. ^ Hall WD, Pettinger M, Oberman A (2001). ”Risk factors for kidney stones in older women in the Southern United States”. Am J Med Sci "322" (1): sid. 12–18. doi:10.1097/00000441-200107000-00003. PMID 11465241. 
  7. ^ "Calcium". Wisc.edu. Läst 26 januari 2014. (engelska)
  8. ^ Anders Lennartsson, Periodiska systemet, Studentlitteratur, 2011