Calcio

Calcio,  ₂₀ Ca

Calcio
Apariencia	Gris opaco, plateado; con un tinte amarillo pálido [1]
Peso atómico estándar A r °(Ca)
	40,078 ± 0,004 [2] 40,078 ± 0,004  ( abreviado ) [3]
El calcio en la tabla periódica
Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbón Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Cloro Argón Potasio Calcio Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Zinc Galio Germanio Arsénico Selenio Bromo Criptón Rubidio Estroncio Itrio Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Telurio Yodo Xenón Cesio Bario Lantano Cerio Praseodimio Neodimio Prometeo Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio Hafnio Tantalio Tungsteno Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio (elemento) Talio Dirigir Bismuto Polonio Astato Radón Francio Radio Actinio Torio Protactinio Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelio Lawrence Rutherfordio Dubnio Seaborgio Bohrio Hassio Meitnerio Darmstadtio Roentgenio Copérnico Nihonio Flerovio Moscovio Livermorio Tennessee Oganesón Mg ↑ Ca ↓ Sr potasio ← calcio → escandio
Número atómico ( Z )	20
Grupo	grupo 2 (metales alcalinotérreos)
Período	período 4
Bloquear	bloque s
Configuración electrónica	[ Ar ] 4s 2
Electrones por capa	2, 8, 8, 2
Propiedades físicas
Fase en  STP	sólido
Punto de fusión	1115  K (842 °C, 1548 °F)
Punto de ebullición	1757 K (1484 °C, 2703 °F)
Densidad (a 20° C)	1,526 g/cm3 [  4]
Cuando está líquido (a  punto de fusión )	1,378 g/ cm3
Calor de fusión	8,54  kJ/mol
Calor de vaporización	154,7 kJ/mol
Capacidad calorífica molar	25,929 J/(mol·K)
Presión de vapor P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 mil 100 mil en  T  (K) 864 956 1071 1227 1443 1755
Propiedades atómicas
Estados de oxidación	común: +2, +1, [5]
Electronegatividad	Escala de Pauling: 1,00
Energías de ionización	1º: 589,8 kJ/mol 2º: 1145,4 kJ/mol 3º: 4912,4 kJ/mol ( más )
Radio atómico	empírico: 197  pm
Radio covalente	176 ± 10 pm
Radio de Van der Waals	231 pm
Líneas espectrales del calcio
Otras propiedades
Ocurrencia natural	primordial
Estructura cristalina	cúbico centrado en las caras (fcc) ( cF4 )
Constante de red	a  = 558,8 pm (a 20 °C) [4]
Expansión térmica	22,27 × 10 −6 /K (a 20 °C) [4]
Conductividad térmica	201 W/(m⋅K)
Resistividad eléctrica	33,6 nΩ⋅m (a 20 °C)
Ordenamiento magnético	diamagnético
Susceptibilidad magnética molar	+40,0 × 10 −6  cm3 /mol [ 6]
Módulo de Young	20 GPa
Módulo de corte	7,4 GPA
Módulo volumétrico	17 GPa
Velocidad del sonido varilla delgada	3810 m/s (a 20 °C)
Relación de Poisson	0,31
Dureza de Mohs	1,75
Dureza Brinell	170–416 MPa
Número CAS	7440-70-2
Historia
Descubrimiento y primer aislamiento	Humphry Davy (1808)
Isótopos de calcio en mi
Isótopos principales [7] Decadencia abundancia vida media ( t 1/2 ) modo producto 40 Ca 96,9% estable 41 Ca rastro 9,94 × 10 4  años mi 41 mil 42 Ca 0,647% estable 43 Ca 0,135% estable 44 Ca 2,09% estable 45 Ca sintetizador 163 días β − 45 sc 46 Ca 0,004% estable 47 Ca sintetizador 4,5 días β − 47 Sc 48 Ca 0,187% 6,4 × 10 19  años β - β-​ 48Ti​
Categoría: Calcio vista hablar editar | referencias

El calcio es un elemento químico ; su símbolo es Ca y su número atómico es 20. Como metal alcalinotérreo , el calcio es un metal reactivo que forma una capa oscura de óxido-nitruro cuando se expone al aire. Sus propiedades físicas y químicas son muy similares a las de sus homólogos más pesados, el estroncio y el bario . Es el quinto elemento más abundante en la corteza terrestre y el tercer metal más abundante, después del hierro y el aluminio . El compuesto de calcio más común en la Tierra es el carbonato de calcio , que se encuentra en la piedra caliza y en los restos fosilizados de la vida marina primitiva; el yeso , la anhidrita , la fluorita y la apatita también son fuentes de calcio. El nombre deriva del latín calx " cal ", que se obtenía al calentar piedra caliza.

Algunos compuestos de calcio eran conocidos por los antiguos, aunque su química era desconocida hasta el siglo XVII. El calcio puro fue aislado en 1808 mediante electrólisis de su óxido por Humphry Davy , quien nombró al elemento. Los compuestos de calcio se utilizan ampliamente en muchas industrias: en alimentos y productos farmacéuticos para la suplementación de calcio , en la industria del papel como blanqueadores, como componentes en cemento y aislantes eléctricos, y en la fabricación de jabones. Por otro lado, el metal en forma pura tiene pocas aplicaciones debido a su alta reactividad; aun así, en pequeñas cantidades se utiliza a menudo como un componente de aleación en la fabricación de acero y, a veces, como una aleación de calcio y plomo, en la fabricación de baterías de automóviles.

El calcio es el metal más abundante y el quinto elemento más abundante en el cuerpo humano . ^[8] Como electrolitos , los iones de calcio (Ca ²⁺ ) desempeñan un papel vital en los procesos fisiológicos y bioquímicos de los organismos y las células : en las vías de transducción de señales donde actúan como un segundo mensajero ; en la liberación de neurotransmisores de las neuronas ; en la contracción de todos los tipos de células musculares ; como cofactores en muchas enzimas ; y en la fertilización . ^[8] Los iones de calcio fuera de las células son importantes para mantener la diferencia de potencial a través de las membranas celulares excitables , la síntesis de proteínas y la formación ósea. ^{[8] [9]}

El calcio es un metal plateado muy dúctil (a veces descrito como amarillo pálido) cuyas propiedades son muy similares a los elementos más pesados ​​de su grupo, el estroncio , el bario y el radio . Un átomo de calcio tiene veinte electrones, con configuración electrónica [Ar]4s ² . Al igual que los otros elementos ubicados en el grupo 2 de la tabla periódica, el calcio tiene dos electrones de valencia en el orbital s más externo, que se pierden muy fácilmente en las reacciones químicas para formar un ion dipositivo con la configuración electrónica estable de un gas noble , en este caso el argón . ^[10]

Por lo tanto, el calcio es casi siempre divalente en sus compuestos, que suelen ser iónicos . Las sales univalentes hipotéticas de calcio serían estables con respecto a sus elementos, pero no a la desproporción con respecto a las sales divalentes y el metal calcio, porque la entalpía de formación de MX ₂ es mucho mayor que la del hipotético MX. Esto ocurre debido a la energía reticular mucho mayor proporcionada por el catión Ca ²⁺ más altamente cargado en comparación con el hipotético catión Ca ⁺ . ^[10]

El calcio, el estroncio, el bario y el radio siempre se consideran metales alcalinotérreos ; el berilio y el magnesio , más ligeros y también del grupo 2 de la tabla periódica, también se incluyen a menudo. Sin embargo, el berilio y el magnesio difieren significativamente de los otros miembros del grupo en su comportamiento físico y químico: se comportan más como el aluminio y el cinc respectivamente y tienen un carácter metálico más débil de los metales post-transición , por lo que la definición tradicional del término "metal alcalinotérreo" los excluye. ^[11]

El calcio metálico se funde a 842 °C y hierve a 1494 °C; estos valores son más altos que los del magnesio y el estroncio, los metales vecinos del grupo 2. Cristaliza en la disposición cúbica centrada en las caras como el estroncio y el bario; por encima de 443 °C (716 K), cambia a una disposición cúbica centrada en el cuerpo . ^{[4] [12]} Su densidad de 1,526 g/cm ³ (a 20 °C) ^[4] es la más baja de su grupo. ^[10]

El calcio es más duro que el plomo , pero se puede cortar con un cuchillo con esfuerzo. Si bien el calcio es un peor conductor de electricidad que el cobre o el aluminio en términos de volumen, es un mejor conductor en términos de masa que ambos debido a su muy baja densidad. ^[13] Si bien el calcio no es viable como conductor para la mayoría de las aplicaciones terrestres, ya que reacciona rápidamente con el oxígeno atmosférico, se ha considerado su uso como tal en el espacio. ^[13]

La química del calcio es la de un metal alcalinotérreo pesado típico. Por ejemplo, el calcio reacciona espontáneamente con el agua más rápidamente que el magnesio y menos rápidamente que el estroncio para producir hidróxido de calcio y gas hidrógeno. También reacciona con el oxígeno y el nitrógeno del aire para formar una mezcla de óxido de calcio y nitruro de calcio . ^[14] Cuando se divide finamente, se quema espontáneamente en el aire para producir el nitruro. El calcio a granel es menos reactivo: forma rápidamente una capa de hidratación en aire húmedo, pero por debajo del 30% de humedad relativa puede almacenarse indefinidamente a temperatura ambiente. ^[15]

Además del óxido simple CaO, el peróxido de calcio , CaO ₂ , se puede fabricar por oxidación directa del metal calcio bajo una alta presión de oxígeno, y hay alguna evidencia de un superóxido amarillo Ca(O ₂ ) ₂ . ^[16] El hidróxido de calcio, Ca(OH) ₂ , es una base fuerte, aunque no tan fuerte como los hidróxidos de estroncio, bario o los metales alcalinos. ^[17] Se conocen los cuatro dihaluros de calcio. ^[18] El carbonato de calcio (CaCO ₃ ) y el sulfato de calcio (CaSO ₄ ) son minerales particularmente abundantes. ^[19] Al igual que el estroncio y el bario, así como los metales alcalinos y los lantánidos divalentes europio e iterbio , el metal calcio se disuelve directamente en amoníaco líquido para dar una solución azul oscuro. ^[20]

Debido al gran tamaño del ion calcio (Ca ²⁺ ), son comunes los altos números de coordinación, hasta 24 en algunos compuestos intermetálicos como CaZn ₁₃ . ^[21] El calcio se compleja fácilmente con quelatos de oxígeno como EDTA y polifosfatos , que son útiles en química analítica y en la eliminación de iones de calcio del agua dura . En ausencia de impedimento estérico , los cationes más pequeños del grupo 2 tienden a formar complejos más fuertes, pero cuando están involucrados macrociclos polidentados grandes la tendencia se invierte. ^[19]

Aunque el calcio está en el mismo grupo que el magnesio y los compuestos organomagnésicos se utilizan ampliamente en la química, los compuestos organocálcicos no están tan extendidos porque son más difíciles de fabricar y más reactivos, aunque recientemente se han investigado como posibles catalizadores . ^{[22] [23] [24] [25] [26]} Los compuestos organocálcicos tienden a ser más similares a los compuestos organoyterbio debido a los radios iónicos similares de Yb ²⁺ (102 pm) y Ca ²⁺ (100 pm). ^[27]

La mayoría de estos compuestos sólo se pueden preparar a bajas temperaturas; los ligandos voluminosos tienden a favorecer la estabilidad. Por ejemplo, el diciclopentadienilo de calcio , Ca(C ₅ H ₅ ) ₂ , se debe preparar mediante la reacción directa del calcio metálico con el mercuroceno o el propio ciclopentadieno ; por otro lado, la sustitución del ligando C ₅ H ₅ por el ligando más voluminoso C ₅ (CH ₃ ) ₅ aumenta la solubilidad, la volatilidad y la estabilidad cinética del compuesto. ^[19]

El calcio natural es una mezcla de cinco isótopos estables ( ⁴⁰ Ca, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁴ Ca y ⁴⁶ Ca) y un isótopo con una vida media tan larga que es estable a todos los efectos prácticos ( ⁴⁸ Ca , con una vida media de aproximadamente 4,3 × 10 ¹⁹  años). El calcio es el primer elemento (el más ligero) que tiene seis isótopos naturales. ^[14]

El isótopo de calcio más común en la naturaleza es ^{el 40} Ca, que constituye el 96,941 % de todo el calcio natural. Se produce en el proceso de quema de silicio a partir de la fusión de partículas alfa y es el nucleido estable más pesado con igual número de protones y neutrones; su aparición también se complementa lentamente con la desintegración del ⁴⁰ K primordial . La adición de otra partícula alfa conduce al inestable ⁴⁴ Ti, que se desintegra mediante dos capturas de electrones sucesivas en el estable ⁴⁴ Ca; este constituye el 2,806 % de todo el calcio natural y es el segundo isótopo más común. ^{[28] [29]}

Los otros cuatro isótopos naturales, ⁴² Ca, ⁴³ Ca, ⁴⁶ Ca y ⁴⁸ Ca, son significativamente más raros, cada uno de ellos comprende menos del 1% de todo el calcio natural. Los cuatro isótopos más ligeros son principalmente productos de los procesos de quema de oxígeno y de quema de silicio, dejando a los dos más pesados ​​para ser producidos mediante procesos de captura de neutrones . ⁴⁶ Ca se produce principalmente en un proceso s "caliente", ya que su formación requiere un flujo de neutrones bastante alto para permitir que ^{el 45} Ca de vida corta capture un neutrón. ⁴⁸ Ca se produce por captura de electrones en el proceso r en supernovas de tipo Ia , donde un alto exceso de neutrones y una entropía suficientemente baja aseguran su supervivencia. ^{[28] [29]}

^{El 46} Ca y ^{el 48} Ca son los primeros nucleidos "clásicamente estables" con un exceso de 6 neutrones u 8 neutrones respectivamente. Aunque extremadamente rico en neutrones para un elemento tan ligero, ^{el 48} Ca es muy estable porque es un núcleo doblemente mágico , que tiene 20 protones y 28 neutrones dispuestos en capas cerradas. Su desintegración beta a ⁴⁸ Sc está muy obstaculizada debido al gran desajuste del espín nuclear : ^{el 48} Ca tiene espín nuclear cero, siendo par-par , mientras que ^{el 48} Sc tiene espín 6+, por lo que la desintegración está prohibida por la conservación del momento angular . Si bien también hay dos estados excitados de ⁴⁸ Sc disponibles para la desintegración, también están prohibidos debido a sus altos espines. Como resultado, cuando ^{el 48} Ca se desintegra, lo hace por desintegración beta doble a ⁴⁸ Ti , siendo el nucleido más ligero conocido que experimenta desintegración beta doble. ^{[30] [31]}

^{El 46} Ca también puede sufrir teóricamente una doble desintegración beta para formar ⁴⁶ Ti, pero esto nunca se ha observado. El isótopo más común, ^{el 40} Ca, también es doblemente mágico y podría sufrir una doble captura de electrones para formar ⁴⁰ Ar , pero esto tampoco se ha observado nunca. El calcio es el único elemento con dos isótopos primordiales doblemente mágicos. Los límites inferiores experimentales para las vidas medias del ⁴⁰ Ca y ^{del 46} Ca son 5,9 × 10 ²¹ años y 2,8 × 10 ¹⁵ años respectivamente. ^[30]

Aparte del prácticamente estable ⁴⁸ Ca, el radioisótopo de calcio de vida más larga es ^{el 41} Ca. Se desintegra por captura de electrones en ⁴¹ K estable con una vida media de aproximadamente 10 ⁵ años. Su existencia en el Sistema Solar primitivo como un radionúclido extinto se ha deducido de los excesos de ⁴¹ K: trazas de ⁴¹ Ca también existen hoy en día, ya que es un nucleido cosmogénico , producido continuamente a través de la activación neutrónica del ⁴⁰ Ca natural . ^[29]

Se conocen muchos otros radioisótopos de calcio, que van desde ³⁵ Ca a ⁶⁰ Ca. Todos ellos tienen una vida mucho más corta que ⁴¹ Ca, siendo los más estables ⁴⁵ Ca (vida media 163 días) y ⁴⁷ Ca (vida media 4,54 días). Los isótopos más ligeros que ⁴² Ca suelen sufrir una desintegración beta positiva a isótopos de potasio, y los más pesados ​​que ⁴⁴ Ca suelen sufrir una desintegración beta negativa a isótopos de escandio , aunque cerca de las líneas de goteo nucleares , la emisión de protones y la emisión de neutrones también empiezan a ser modos de desintegración importantes. ^[30]

Al igual que otros elementos, una variedad de procesos alteran la abundancia relativa de isótopos de calcio. ^[32] El mejor estudiado de estos procesos es el fraccionamiento dependiente de la masa de isótopos de calcio que acompaña la precipitación de minerales de calcio como calcita , aragonito y apatita de la solución. Los isótopos más ligeros se incorporan preferentemente a estos minerales, dejando la solución circundante enriquecida en isótopos más pesados ​​​​en una magnitud de aproximadamente 0,025% por unidad de masa atómica (uma) a temperatura ambiente. Las diferencias dependientes de la masa en la composición de isótopos de calcio se expresan convencionalmente por la relación de dos isótopos (generalmente ⁴⁴ Ca / ⁴⁰ Ca) en una muestra en comparación con la misma relación en un material de referencia estándar. ⁴⁴ Ca / ⁴⁰ Ca varía en aproximadamente 1- 2‰ entre los organismos de la Tierra. ^[33]

Los compuestos de calcio se conocen desde hace milenios, aunque su composición química no se entendió hasta el siglo XVII. ^[34] La cal como material de construcción ^[35] y como yeso para estatuas se utilizó ya alrededor del año 7000 a. C. ^[36] El primer horno de cal datado se remonta al año 2500 a. C. y se encontró en Khafajah , Mesopotamia . ^{[37] [38]}

Casi al mismo tiempo, en la Gran Pirámide de Giza se utilizaba yeso deshidratado (CaSO4 _· 2H2O ₎ , que más tarde se utilizaría para el yeso de la tumba de Tutankamón . Los antiguos romanos utilizaban, en cambio, morteros de cal obtenidos calentando piedra caliza (CaCO3 ₎ . El nombre "calcio" deriva de la palabra latina calx "cal". ^[34]

Vitruvio observó que la cal resultante era más ligera que la piedra caliza original, y atribuyó este hecho a la ebullición del agua. En 1755, Joseph Black demostró que esto se debía a la pérdida de dióxido de carbono , que como gas no había sido reconocido por los antiguos romanos. ^[39]

En 1789, Antoine Lavoisier sospechó que la cal podía ser un óxido de un elemento químico fundamental . En su tabla de los elementos, Lavoisier enumeró cinco "tierras salificables" (es decir, minerales que podían hacerse reaccionar con ácidos para producir sales ( salis = sal, en latín): chaux (óxido de calcio), magnésie (magnesia, óxido de magnesio), baryte (sulfato de bario), alumine (alúmina, óxido de aluminio) y silice (sílice, dióxido de silicio)). Sobre estos "elementos", Lavoisier razonó:

Probablemente sólo conocemos una parte de las sustancias metálicas que existen en la naturaleza, ya que todas aquellas que tienen una afinidad con el oxígeno más fuerte que la del carbono no pueden ser reducidas al estado metálico y, por consiguiente, al presentarse a nuestra observación sólo bajo la forma de óxidos, se confunden con tierras. Es muy probable que la barita, que acabamos de clasificar con tierras, se encuentre en esta situación, ya que en muchos experimentos muestra propiedades que se aproximan a las de los cuerpos metálicos. Incluso es posible que todas las sustancias que llamamos tierras sean sólo óxidos metálicos, irreducibles por cualquier proceso conocido hasta ahora. ^[40]

El calcio, junto con sus congéneres magnesio, estroncio y bario, fue aislado por primera vez por Humphry Davy en 1808. Siguiendo el trabajo de Jöns Jakob Berzelius y Magnus Martin af Pontin sobre electrólisis , Davy aisló el calcio y el magnesio colocando una mezcla de los respectivos óxidos metálicos con óxido de mercurio (II) en una placa de platino que se utilizó como ánodo, siendo el cátodo un alambre de platino parcialmente sumergido en mercurio. La electrólisis luego dio amalgamas de calcio-mercurio y magnesio-mercurio, y la destilación del mercurio dio el metal. ^{[34] [41]} Sin embargo, el calcio puro no se puede preparar a granel por este método y no se encontró un proceso comercial viable para su producción hasta más de un siglo después. ^[39]

Con un 3%, el calcio es el quinto elemento más abundante en la corteza terrestre y el tercer metal más abundante detrás del aluminio y el hierro . ^[42] También es el cuarto elemento más abundante en las tierras altas lunares . ^{[15] Los depósitos} sedimentarios de carbonato de calcio impregnan la superficie de la Tierra como restos fosilizados de vida marina pasada; se presentan en dos formas, la calcita romboédrica (más común) y la aragonita ortorrómbica (que se forma en mares más templados). Los minerales del primer tipo incluyen piedra caliza , dolomita , mármol , tiza y espato de Islandia ; los lechos de aragonita conforman las Bahamas , los Cayos de Florida y las cuencas del Mar Rojo . Los corales , las conchas marinas y las perlas están compuestos principalmente de carbonato de calcio. Entre otros minerales importantes de calcio se encuentran el yeso (CaSO ₄ ·2H ₂ O), la anhidrita (CaSO ₄ ), la fluorita (CaF ₂ ) y la apatita ([Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ X], X = OH, Cl o F).gre ^[34]

Los principales productores de calcio son China (entre 10.000 y 12.000 toneladas al año), Rusia (entre 6.000 y 8.000 toneladas al año) y los Estados Unidos (entre 2.000 y 4.000 toneladas al año). Canadá y Francia también se encuentran entre los productores menores. En 2005, se produjeron alrededor de 24.000 toneladas de calcio; aproximadamente la mitad del calcio extraído en el mundo es utilizado por los Estados Unidos, con aproximadamente el 80% de la producción utilizada cada año. ^[13]

En Rusia y China, todavía se utiliza el método de electrólisis de Davy, pero en su lugar se aplica al cloruro de calcio fundido . ^[13] Dado que el calcio es menos reactivo que el estroncio o el bario, el recubrimiento de óxido-nitruro que resulta en el aire es estable y el mecanizado de torno y otras técnicas metalúrgicas estándar son adecuadas para el calcio. ^[43] En los Estados Unidos y Canadá, en cambio, el calcio se produce reduciendo la cal con aluminio a altas temperaturas. ^[13]

El ciclo del calcio proporciona un vínculo entre la tectónica , el clima y el ciclo del carbono . En términos más simples, la formación de montañas expone las rocas que contienen calcio, como el basalto y la granodiorita, a la erosión química y libera Ca ²⁺ en el agua superficial. Estos iones se transportan al océano, donde reaccionan con el CO ₂ disuelto para formar piedra caliza ( CaCO
₃), que a su vez se deposita en el fondo del mar, donde se incorpora a nuevas rocas. El CO ₂ disuelto , junto con los iones de carbonato y bicarbonato , se denominan " carbono inorgánico disuelto " (CID). ^[44]

La reacción real es más complicada e involucra al ion bicarbonato (HCO⁻
₃) que se forma cuando el CO ₂ reacciona con el agua a un pH similar al del agua de mar :

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

A pH de agua de mar, la mayor parte del CO2 disuelto _se convierte inmediatamente nuevamente en HCO⁻
₃La reacción da como resultado un transporte neto de una molécula de CO2 _desde el océano/atmósfera a la litosfera . ^[45] El resultado es que cada ion Ca2 ⁺ liberado por la erosión química finalmente elimina una molécula de CO2 _del sistema superficial (atmósfera, océano, suelos y organismos vivos), almacenándola en rocas carbonatadas donde es probable que permanezca durante cientos de millones de años. La erosión del calcio de las rocas elimina así el CO2 _del océano y la atmósfera, ejerciendo un fuerte efecto a largo plazo sobre el clima. ^{[44] [46]}

El calcio metálico se utiliza principalmente en la fabricación de acero , debido a su fuerte afinidad química por el oxígeno y el azufre . Una vez formados, sus óxidos y sulfuros dan lugar a inclusiones de aluminato de cal líquida y sulfuro en el acero que flotan; al ser tratadas, estas inclusiones se dispersan por todo el acero y se vuelven pequeñas y esféricas, mejorando la capacidad de colada, la limpieza y las propiedades mecánicas generales. El calcio también se utiliza en baterías de automoción que no requieren mantenimiento , en las que el uso de aleaciones de calcio y plomo al 0,1 % en lugar de las habituales aleaciones de antimonio y plomo conduce a una menor pérdida de agua y una menor autodescarga. ^[47]

Debido al riesgo de expansión y agrietamiento, a veces también se incorpora aluminio a estas aleaciones. Estas aleaciones de plomo y calcio también se utilizan en fundición, en sustitución de las aleaciones de plomo y antimonio. ^[47] El calcio también se utiliza para reforzar las aleaciones de aluminio utilizadas para cojinetes, para el control del carbono grafítico en el hierro fundido y para eliminar las impurezas de bismuto del plomo. ^[43] El calcio metálico se encuentra en algunos limpiadores de desagües, donde funciona para generar calor e hidróxido de calcio que saponifica las grasas y licúa las proteínas (por ejemplo, las del cabello) que bloquean los desagües. ^[48]

Además de la metalurgia, la reactividad del calcio se aprovecha para eliminar nitrógeno del gas argón de alta pureza y como captador de oxígeno y nitrógeno. También se utiliza como agente reductor en la producción de cromo , circonio , torio , vanadio y uranio . También se puede utilizar para almacenar gas hidrógeno, ya que reacciona con el hidrógeno para formar hidruro de calcio sólido , del que se puede volver a extraer fácilmente el hidrógeno. ^[43]

El fraccionamiento de isótopos de calcio durante la formación de minerales ha dado lugar a varias aplicaciones de los isótopos de calcio. En particular, la observación de 1997 de Skulan y DePaolo ^[49] de que los minerales de calcio son isotópicamente más ligeros que las soluciones de las que precipitan los minerales es la base de aplicaciones análogas en medicina y en paleoceanografía. En animales con esqueletos mineralizados con calcio, la composición isotópica de calcio de los tejidos blandos refleja la tasa relativa de formación y disolución de minerales esqueléticos. ^[50]

En los seres humanos, se ha demostrado que los cambios en la composición isotópica de calcio de la orina están relacionados con los cambios en el equilibrio mineral óseo. Cuando la tasa de formación ósea supera la tasa de resorción ósea, la relación ⁴⁴ Ca/ ⁴⁰ Ca en el tejido blando aumenta y viceversa. Debido a esta relación, las mediciones isotópicas de calcio en la orina o la sangre pueden ser útiles en la detección temprana de enfermedades óseas metabólicas como la osteoporosis . ^[50]

Un sistema similar existe en el agua de mar, donde la concentración de Ca ⁴⁴ / ⁴⁰ Ca tiende a aumentar cuando la tasa de eliminación de Ca ²⁺ por precipitación mineral excede la entrada de nuevo calcio al océano. En 1997, Skulan y DePaolo presentaron la primera evidencia de cambio en la concentración de Ca ⁴⁴ / ⁴⁰ Ca en el agua de mar a lo largo del tiempo geológico, junto con una explicación teórica de estos cambios. Artículos más recientes han confirmado esta observación, demostrando que la concentración de Ca ²⁺ en el agua de mar no es constante y que el océano nunca está en un "estado estable" con respecto a la entrada y salida de calcio. Esto tiene importantes implicaciones climatológicas, ya que el ciclo del calcio marino está estrechamente vinculado al ciclo del carbono . ^{[51] [52]}

Muchos compuestos de calcio se utilizan en alimentos, como productos farmacéuticos y en medicina, entre otros. Por ejemplo, el calcio y el fósforo se complementan en los alimentos mediante la adición de lactato de calcio , difosfato de calcio y fosfato tricálcico . Este último también se utiliza como agente de pulido en la pasta de dientes y en los antiácidos . El lactobionato de calcio es un polvo blanco que se utiliza como agente de suspensión para productos farmacéuticos. En la panadería, el fosfato de calcio se utiliza como agente leudante . El sulfito de calcio se utiliza como blanqueador en la fabricación de papel y como desinfectante, el silicato de calcio se utiliza como agente de refuerzo en el caucho, y el acetato de calcio es un componente de la colofonia de encalado y se utiliza para hacer jabones metálicos y resinas sintéticas. ^[47]

El calcio está en la Lista de Medicamentos Esenciales de la Organización Mundial de la Salud . ^[53]

Los alimentos ricos en calcio incluyen productos lácteos como el yogur y el queso , las sardinas , el salmón , los productos de soja , la col rizada y los cereales de desayuno fortificados . ^[9]

Debido a las preocupaciones por los efectos secundarios adversos a largo plazo, incluida la calcificación de las arterias y los cálculos renales , tanto el Instituto de Medicina de los Estados Unidos (IOM) como la Autoridad Europea de Seguridad Alimentaria (EFSA) establecieron niveles máximos de ingesta tolerables (UL) para el calcio dietético y complementario combinado. Según el IOM, las personas de 9 a 18 años no deben exceder los 3 g/día de ingesta combinada; para las personas de 19 a 50 años, no deben exceder los 2,5 g/día; para las personas de 51 años o más, no deben exceder los 2 g/día. ^[54] La EFSA estableció el UL para todos los adultos en 2,5 g/día, pero decidió que la información para niños y adolescentes no era suficiente para determinar los UL. ^[55]

El calcio es un elemento esencial que se necesita en grandes cantidades. ^{[8] [9]} El ion Ca ²⁺ actúa como un electrolito y es vital para la salud de los sistemas muscular, circulatorio y digestivo; es indispensable para la formación de huesos en forma de hidroxiapatita ; y apoya la síntesis y función de las células sanguíneas. Por ejemplo, regula la contracción de los músculos , la conducción nerviosa y la coagulación de la sangre. Como resultado, los niveles de calcio intra y extracelular están estrechamente regulados por el cuerpo. El calcio puede desempeñar esta función porque el ion Ca ^{2+ forma} complejos de coordinación estables con muchos compuestos orgánicos, especialmente proteínas ; también forma compuestos con una amplia gama de solubilidades, lo que permite la formación del esqueleto . ^{[8] [58]}

Los iones de calcio pueden formar complejos con proteínas mediante la unión de los grupos carboxilo de los residuos de ácido glutámico o ácido aspártico ; mediante la interacción con residuos de serina , tirosina o treonina fosforilados ; o mediante la quelación con residuos de aminoácidos γ-carboxilados. La tripsina , una enzima digestiva, utiliza el primer método; la osteocalcina , una proteína de la matriz ósea, utiliza el tercero. ^[59]

Algunas otras proteínas de la matriz ósea, como la osteopontina y la sialoproteína ósea, utilizan tanto la primera como la segunda. La activación directa de las enzimas mediante la unión del calcio es común; algunas otras enzimas se activan mediante la asociación no covalente con enzimas de unión directa al calcio. El calcio también se une a la capa de fosfolípidos de la membrana celular , anclando las proteínas asociadas con la superficie celular. ^[59]

Como ejemplo del amplio rango de solubilidad de los compuestos de calcio, el fosfato monocálcico es muy soluble en agua, el 85% del calcio extracelular es como fosfato dicálcico con una solubilidad de 2,00  mM , y la hidroxiapatita de los huesos en una matriz orgánica es fosfato tricálcico con una solubilidad de 1000 μM. ^[59]

El calcio es un componente común de los suplementos dietéticos multivitamínicos , ^[8] pero la composición de los complejos de calcio en los suplementos puede afectar su biodisponibilidad , que varía según la solubilidad de la sal involucrada: el citrato de calcio , el malato y el lactato son altamente biodisponibles, mientras que el oxalato es menor. Otras preparaciones de calcio incluyen carbonato de calcio , citrato malato de calcio y gluconato de calcio . ^[8] El intestino absorbe aproximadamente un tercio del calcio ingerido como ion libre , y luego los riñones regulan el nivel de calcio plasmático . ^[8]

La hormona paratiroidea y la vitamina D promueven la formación de hueso al permitir y mejorar la deposición de iones de calcio allí, lo que permite un recambio óseo rápido sin afectar la masa ósea o el contenido mineral. ^[8] Cuando los niveles de calcio plasmático caen, los receptores de la superficie celular se activan y se produce la secreción de la hormona paratiroidea; luego procede a estimular la entrada de calcio en el depósito de plasma tomándolo de las células renales, intestinales y óseas específicas, y la acción formadora de hueso de la hormona paratiroidea es antagonizada por la calcitonina , cuya secreción aumenta con el aumento de los niveles de calcio plasmático. ^[59]

La ingesta excesiva de calcio puede causar hipercalcemia . Sin embargo, debido a que el calcio se absorbe de manera bastante ineficiente en los intestinos, es más probable que el calcio sérico elevado se deba a una secreción excesiva de hormona paratiroidea (PTH) o posiblemente a una ingesta excesiva de vitamina D, que facilitan la absorción de calcio. Todas estas afecciones dan lugar a que se depositen sales de calcio en exceso en el corazón, los vasos sanguíneos o los riñones. Los síntomas incluyen anorexia, náuseas, vómitos, pérdida de memoria, confusión, debilidad muscular, aumento de la micción, deshidratación y enfermedad ósea metabólica. ^[59]

La hipercalcemia crónica suele provocar calcificación de los tejidos blandos y sus graves consecuencias: por ejemplo, la calcificación puede provocar pérdida de elasticidad de las paredes vasculares y alteración del flujo sanguíneo laminar, y de ahí la rotura de la placa y la trombosis . Por el contrario, la ingesta inadecuada de calcio o vitamina D puede provocar hipocalcemia , a menudo causada también por una secreción inadecuada de la hormona paratiroidea o por receptores de PTH defectuosos en las células. Los síntomas incluyen excitabilidad neuromuscular, que potencialmente causa tetania y alteración de la conductividad en el tejido cardíaco. ^[59]

Como el calcio es necesario para el desarrollo de los huesos, muchas enfermedades óseas pueden atribuirse a la matriz orgánica o a la hidroxiapatita en la estructura molecular o la organización del hueso. La osteoporosis es una reducción del contenido mineral del hueso por unidad de volumen y puede tratarse con suplementos de calcio, vitamina D y bifosfonatos . ^{[8] [9]} Una cantidad inadecuada de calcio, vitamina D o fosfatos puede provocar un ablandamiento de los huesos, denominado osteomalacia . ^[59]

Calcio

Peligros
Etiquetado SGA : [60]
Pictogramas
Palabra de señal	Peligro
Indicaciones de peligro	H261
Consejos de precaución	P231+P232
NFPA 704 (rombo cortafuegos)	0 3 1 Yo

Debido a que el calcio reacciona exotérmicamente con el agua y los ácidos, el contacto del metal de calcio con la humedad corporal produce una irritación corrosiva grave. ^[61] Cuando se ingiere, el metal de calcio tiene el mismo efecto en la boca, el esófago y el estómago, y puede ser mortal. ^[48] Sin embargo, no se sabe que la exposición a largo plazo tenga efectos adversos distintivos. ^[61]

• Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth (2005). "Calcio y aleaciones de calcio". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a04_515.pub2. ISBN 978-3527306732.