Cálcio -Calcium
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| Cálcio | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Aparência | cinza fosco, prata; com um tom amarelo pálido | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Peso atômico padrão A r °(Ca) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Cálcio na tabela periódica | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Número atômico ( Z ) | 20 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Grupo | grupo 2 (metais alcalinos terrosos) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Período | período 4 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Bloquear | bloco s | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| configuração eletrônica | [ Ar ] 4s 2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elétrons por camada | 2, 8, 8, 2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propriedades físicas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fase em STP | sólido | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ponto de fusão | 1115 K (842 °C, 1548 °F) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ponto de ebulição | 1757 K (1484 °C, 2703 °F) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Densidade (perto de rt ) | 1,55 g/cm 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| quando líquido (em mp ) | 1,378 g/cm 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Calor de fusão | 8,54 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Calor de vaporização | 154,7 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Capacidade térmica molar | 25,929 J/(mol·K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Pressão de vapor
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| Propriedades atômicas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estados de oxidação | +1, +2 (um óxido fortemente básico ) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Eletro-negatividade | Escala de Pauling: 1,00 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| energias de ionização | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Raio atômico | empírica: 197 pm | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| raio covalente | 176±22h | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| raio de Van der Waals | 231h | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Outras propriedades | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ocorrência natural | primordial | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estrutura de cristal | Cúbica de Face (FCC) |
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| Velocidade do som haste fina | 3810 m/s (a 20 °C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Expansão térmica | 22,3 µm/(m⋅K) (a 25 °C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Condutividade térmica | 201 W/(m⋅K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Resistividade elétrica | 33,6 nΩ⋅m (a 20 °C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ordenação magnética | diamagnético | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Suscetibilidade magnética molar | +40,0 × 10 −6 cm 3 /mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| módulo de Young | 20 GPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| módulo de cisalhamento | 7,4 GPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| módulo de massa | 17 GPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| razão de Poisson | 0,31 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| dureza de Mohs | 1,75 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Dureza Brinell | 170–416 MPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Número CAS | 7440-70-2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| História | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Descoberta e primeiro isolamento | Humphry Davy (1808) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Principais isótopos de cálcio | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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O cálcio é um elemento químico com o símbolo Ca e número atômico 20. Como um metal alcalino-terroso , o cálcio é um metal reativo que forma uma camada escura de óxido-nitreto quando exposto ao ar. Suas propriedades físicas e químicas são muito semelhantes às de seus homólogos mais pesados , estrôncio e bário . É o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre e o terceiro metal mais abundante, depois do ferro e do alumínio . O composto de cálcio mais comum na Terra é o carbonato de cálcio , encontrado no calcário e nos restos fossilizados da vida marinha primitiva; gesso , anidrita , fluorita e apatita também são fontes de cálcio. O nome deriva do latim calx " cal ", que foi obtido a partir do aquecimento de calcário.
Alguns compostos de cálcio eram conhecidos dos antigos, embora sua química fosse desconhecida até o século XVII. O cálcio puro foi isolado em 1808 através da eletrólise de seu óxido por Humphry Davy , que nomeou o elemento. Os compostos de cálcio são amplamente utilizados em muitas indústrias: em alimentos e produtos farmacêuticos para suplementação de cálcio , na indústria de papel como alvejantes, como componentes de cimento e isolantes elétricos e na fabricação de sabões. Por outro lado, o metal puro tem poucas aplicações devido à sua alta reatividade; ainda assim, em pequenas quantidades, é freqüentemente usado como componente de liga na fabricação de aço e, às vezes, como uma liga de cálcio e chumbo, na fabricação de baterias automotivas.
O cálcio é o metal mais abundante e o quinto elemento mais abundante no corpo humano . Como eletrólitos , os íons de cálcio (Ca 2+ ) desempenham um papel vital nos processos fisiológicos e bioquímicos dos organismos e células : nas vias de transdução de sinal onde atuam como um segundo mensageiro ; na liberação de neurotransmissores dos neurônios ; na contração de todos os tipos de células musculares ; como cofatores em muitas enzimas ; e na fertilização . Os íons de cálcio fora das células são importantes para manter a diferença de potencial através das membranas celulares excitáveis , síntese de proteínas e formação óssea.
Características
Classificação
O cálcio é um metal prateado muito dúctil (às vezes descrito como amarelo pálido) cujas propriedades são muito semelhantes aos elementos mais pesados de seu grupo, estrôncio , bário e rádio . Um átomo de cálcio tem vinte elétrons, arranjados na configuração eletrônica [Ar]4s 2 . Como os outros elementos colocados no grupo 2 da tabela periódica, o cálcio tem dois elétrons de valência no orbital s mais externo, que são facilmente perdidos em reações químicas para formar um íon dipositivo com a configuração eletrônica estável de um gás nobre , neste caso argônio .
Assim, o cálcio é quase sempre bivalente em seus compostos, que geralmente são iônicos . Os hipotéticos sais univalentes de cálcio seriam estáveis em relação aos seus elementos, mas não ao desproporcionamento aos sais bivalentes e ao cálcio metálico, pois a entalpia de formação do MX 2 é muito maior que a do hipotético MX. Isso ocorre devido à energia de rede muito maior fornecida pelo cátion Ca 2+ mais carregado em comparação com o cátion Ca + hipotético .
Cálcio, estrôncio, bário e rádio são sempre considerados metais alcalino-terrosos ; o berílio e o magnésio mais leves , também no grupo 2 da tabela periódica, também são frequentemente incluídos. No entanto, o berílio e o magnésio diferem significativamente dos outros membros do grupo em seu comportamento físico e químico: eles se comportam mais como o alumínio e o zinco , respectivamente, e têm algumas das características metálicas mais fracas dos metais pós-transição , razão pela qual a definição tradicional do termo "metal alcalino terroso" os exclui.
Propriedades físicas
O cálcio metálico funde a 842 °C e ferve a 1494 °C; esses valores são maiores que os do magnésio e do estrôncio, os metais vizinhos do grupo 2. Cristaliza-se no arranjo cúbico de face centrada como o estrôncio; acima de 450 °C, ele muda para um arranjo anisotrópico hexagonal compacto como o magnésio. Sua densidade de 1,55 g/cm 3 é a mais baixa de seu grupo.
O cálcio é mais duro que o chumbo, mas pode ser cortado com uma faca com esforço. Embora o cálcio seja um condutor de eletricidade pior do que o cobre ou o alumínio em volume, ele é um condutor melhor em massa do que ambos devido à sua densidade muito baixa. Embora o cálcio seja inviável como condutor para a maioria das aplicações terrestres, pois reage rapidamente com o oxigênio atmosférico, seu uso como tal no espaço tem sido considerado.
Propriedades quimicas
A química do cálcio é a de um típico metal alcalino-terroso pesado. Por exemplo, o cálcio reage espontaneamente com a água mais rapidamente do que o magnésio e menos rapidamente do que o estrôncio para produzir hidróxido de cálcio e gás hidrogênio. Ele também reage com o oxigênio e o nitrogênio do ar para formar uma mistura de óxido de cálcio e nitreto de cálcio . Quando finamente dividido, queima espontaneamente no ar para produzir o nitreto. A granel, o cálcio é menos reativo: forma rapidamente um revestimento de hidratação no ar úmido, mas abaixo de 30% de umidade relativa pode ser armazenado indefinidamente em temperatura ambiente.
Além do óxido simples CaO, o peróxido CaO 2 pode ser produzido pela oxidação direta do cálcio metálico sob alta pressão de oxigênio, e há alguma evidência de um superóxido amarelo Ca(O 2 ) 2 . O hidróxido de cálcio, Ca(OH) 2 , é uma base forte, embora não seja tão forte quanto os hidróxidos de estrôncio, bário ou metais alcalinos. Todos os quatro di-halogenetos de cálcio são conhecidos. O carbonato de cálcio (CaCO 3 ) e o sulfato de cálcio (CaSO 4 ) são minerais particularmente abundantes. Como o estrôncio e o bário, bem como os metais alcalinos e os lantanídeos divalentes európio e itérbio , o cálcio metálico se dissolve diretamente na amônia líquida para dar uma solução azul escura.
Devido ao grande tamanho do íon cálcio (Ca 2+ ), números de coordenação altos são comuns, até 24 em alguns compostos intermetálicos como o CaZn 13 . O cálcio é facilmente complexado por quelatos de oxigênio , como EDTA e polifosfatos , que são úteis na química analítica e na remoção de íons de cálcio da água dura . Na ausência de impedimento estérico , os cátions menores do grupo 2 tendem a formar complexos mais fortes, mas quando grandes macrociclos polidentados estão envolvidos, a tendência é revertida.
Embora o cálcio esteja no mesmo grupo do magnésio e os compostos de organomagnésio sejam muito comumente usados em toda a química, os compostos de organocálcio não são tão difundidos porque são mais difíceis de produzir e mais reativos, embora tenham sido recentemente investigados como possíveis catalisadores . Os compostos organocálcicos tendem a ser mais semelhantes aos compostos organoitérbios devido aos raios iônicos semelhantes de Yb 2+ (102 pm) e Ca 2+ (100 pm).
A maioria desses compostos só pode ser preparada em baixas temperaturas; ligantes volumosos tendem a favorecer a estabilidade. Por exemplo, diciclopentadienil de cálcio , Ca(C 5 H 5 ) 2 , deve ser feito por reação direta de cálcio metálico com mercuroceno ou o próprio ciclopentadieno ; a substituição do ligante C 5 H 5 pelo ligante C 5 (CH 3 ) 5 mais volumoso , por outro lado, aumenta a solubilidade, volatilidade e estabilidade cinética do composto.
isótopos
O cálcio natural é uma mistura de cinco isótopos estáveis ( 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca e 46 Ca) e um isótopo com uma meia-vida tão longa que pode ser considerado estável para todos os propósitos práticos ( 48 Ca , com uma meia-vida de cerca de 4,3 × 10 19 anos). O cálcio é o primeiro elemento (mais leve) a ter seis isótopos naturais.
De longe, o isótopo de cálcio mais comum na natureza é o 40 Ca, que representa 96,941% de todo o cálcio natural. É produzido no processo de queima de silício a partir da fusão de partículas alfa e é o nuclídeo estável mais pesado com números iguais de prótons e nêutrons; sua ocorrência também é suplementada lentamente pelo decaimento do 40 K primordial . A adição de outra partícula alfa leva ao instável 44 Ti, que decai rapidamente por meio de duas capturas sucessivas de elétrons para o estável 44 Ca; isso representa 2,806% de todo o cálcio natural e é o segundo isótopo mais comum.
Os outros quatro isótopos naturais, 42 Ca, 43 Ca, 46 Ca e 48 Ca, são significativamente mais raros, cada um compreendendo menos de 1% de todo o cálcio natural. Os quatro isótopos mais leves são principalmente produtos dos processos de queima de oxigênio e queima de silício, deixando os dois mais pesados para serem produzidos por processos de captura de nêutrons . O 46 Ca é produzido principalmente em um processo s "quente" , pois sua formação requer um fluxo de nêutrons bastante alto para permitir que o 45 Ca de vida curta capture um nêutron. O 48 Ca é produzido por captura de elétrons no processo r em supernovas do tipo Ia , onde o alto excesso de nêutrons e a baixa entropia suficiente garantem sua sobrevivência.
46 Ca e 48 Ca são os primeiros nuclídeos "classicamente estáveis" com um excesso de seis nêutrons ou oito nêutrons, respectivamente. Embora extremamente rico em nêutrons para um elemento tão leve, o 48Ca é muito estável por ser um núcleo duplamente mágico , possuindo 20 prótons e 28 nêutrons dispostos em conchas fechadas. Seu decaimento beta para 48 Sc é muito prejudicado por causa da incompatibilidade grosseira do spin nuclear : 48 Ca tem spin nuclear zero, sendo par-par , enquanto 48 Sc tem spin 6+, então o decaimento é proibido pela conservação do momento angular . Embora dois estados excitados de 48 Sc também estejam disponíveis para decaimento, eles também são proibidos devido aos seus altos spins. Como resultado, quando o 48 Ca decai, ele o faz por decaimento beta duplo para 48 Ti , sendo o nuclídeo mais leve conhecido por sofrer decaimento beta duplo.
O isótopo pesado 46 Ca também pode, teoricamente, sofrer um duplo decaimento beta para 46 Ti, mas isso nunca foi observado. O isótopo mais leve e comum 40 Ca também é duplamente mágico e pode sofrer dupla captura de elétrons para 40 Ar , mas isso também nunca foi observado. O cálcio é o único elemento a ter dois isótopos primordiais duplamente mágicos. Os limites inferiores experimentais para as meias-vidas de 40 Ca e 46 Ca são 5,9 × 10 21 anos e 2,8 × 10 15 anos, respectivamente.
Além do praticamente estável 48 Ca, o radioisótopo de cálcio com vida mais longa é o 41 Ca. Ele decai por captura de elétrons para estável 41 K com uma meia-vida de cerca de cem mil anos. Sua existência no início do Sistema Solar como um radionuclídeo extinto foi inferida a partir de excessos de 41 K: vestígios de 41 Ca também ainda existem hoje, pois é um nuclídeo cosmogênico , continuamente reformado através da ativação de nêutrons de 40 Ca natural .
Muitos outros radioisótopos de cálcio são conhecidos, variando de 35 Ca a 60 Ca. Eles são todos muito mais curtos do que 41 Ca, sendo os mais estáveis entre eles 45 Ca (meia-vida de 163 dias) e 47 Ca (meia-vida de 4,54 dias). Os isótopos mais leves que 42 Ca geralmente sofrem decaimento beta mais para isótopos de potássio, e aqueles mais pesados que 44 Ca geralmente sofrem decaimento beta menos para isótopos de escândio , embora perto das linhas de gotejamento nuclear , emissão de prótons e emissão de nêutrons começam a ser modos de decaimento significativos também.
Como outros elementos, uma variedade de processos altera a abundância relativa de isótopos de cálcio. O mais bem estudado desses processos é o fracionamento dependente da massa de isótopos de cálcio que acompanha a precipitação de minerais de cálcio como calcita , aragonita e apatita da solução. Isótopos mais leves são preferencialmente incorporados a esses minerais, deixando a solução circundante enriquecida em isótopos mais pesados em uma magnitude de aproximadamente 0,025% por unidade de massa atômica (amu) à temperatura ambiente. Diferenças dependentes da massa na composição de isótopos de cálcio são convencionalmente expressas pela proporção de dois isótopos (geralmente 44 Ca/ 40 Ca) em uma amostra em comparação com a mesma proporção em um material de referência padrão. 44 Ca/ 40 Ca varia cerca de 1% entre os materiais terrosos comuns.
História
Os compostos de cálcio eram conhecidos há milênios, embora sua composição química não fosse compreendida até o século XVII. A cal como material de construção e como gesso para estátuas foi usada já por volta de 7000 aC. O primeiro forno de cal datado remonta a 2500 aC e foi encontrado em Khafajah , Mesopotâmia .
Quase ao mesmo tempo, gesso desidratado (CaSO 4 · 2H 2 O) estava sendo usado na Grande Pirâmide de Gizé . Este material seria mais tarde usado para o gesso na tumba de Tutancâmon . Em vez disso, os antigos romanos usavam argamassas de cal feitas por aquecimento de calcário (CaCO 3 ). O próprio nome "cálcio" deriva da palavra latina calx "cal".
Vitrúvio notou que a cal resultante era mais clara que a pedra calcária original, atribuindo isso à fervura da água. Em 1755, Joseph Black provou que isso se devia à perda de dióxido de carbono , que como gás não havia sido reconhecido pelos antigos romanos.
Em 1789, Antoine Lavoisier suspeitou que a cal poderia ser um óxido de um elemento químico fundamental . Em sua tabela dos elementos, Lavoisier listou cinco "terras salificáveis" (ou seja, minérios que poderiam reagir com ácidos para produzir sais ( salis = sal, em latim): chaux (óxido de cálcio), magnésie (magnésia, óxido de magnésio ), barita (sulfato de bário), alumina (alumina, óxido de alumínio) e sílica (sílica, dióxido de silício)). Sobre esses "elementos", Lavoisier raciocinou:
Provavelmente, até agora, conhecemos apenas uma parte das substâncias metálicas existentes na natureza, pois todas aquelas que têm uma afinidade mais forte com o oxigênio do que o carbono possui, são incapazes, até agora, de serem reduzidas a um estado metálico e, conseqüentemente, sendo apenas apresentados à nossa observação sob a forma de óxidos, são confundidos com terras. É extremamente provável que as baritas, que acabamos de combinar com as terras, estejam nessa situação; pois em muitos experimentos exibe propriedades quase próximas às dos corpos metálicos. É até possível que todas as substâncias que chamamos de terras sejam apenas óxidos metálicos, irredutíveis por qualquer processo até agora conhecido.
O cálcio, junto com seus congêneres magnésio, estrôncio e bário, foi isolado pela primeira vez por Humphry Davy em 1808. Seguindo o trabalho de Jöns Jakob Berzelius e Magnus Martin af Pontin sobre eletrólise , Davy isolou cálcio e magnésio colocando uma mistura dos respectivos metais óxidos com óxido de mercúrio (II) sobre uma placa de platina que foi usada como ânodo, sendo o cátodo um fio de platina parcialmente submerso em mercúrio. A eletrólise então deu amálgamas de cálcio-mercúrio e magnésio-mercúrio, e a destilação do mercúrio deu o metal. No entanto, o cálcio puro não pode ser preparado a granel por este método e um processo comercial viável para sua produção não foi encontrado até mais de um século depois.
Ocorrência e produção
Com 3%, o cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre e o terceiro metal mais abundante atrás do alumínio e do ferro . É também o quarto elemento mais abundante nas terras altas lunares . Depósitos sedimentares de carbonato de cálcio permeiam a superfície da Terra como restos fossilizados de vida marinha passada; ocorrem em duas formas, a calcita romboédrica (mais comum) e a aragonita ortorrômbica (formada em mares mais temperados). Minerais do primeiro tipo incluem calcário , dolomita , mármore , giz e espato da Islândia ; os leitos de aragonita compõem as Bahamas , Florida Keys e as bacias do Mar Vermelho . Corais , conchas do mar e pérolas são compostos principalmente de carbonato de cálcio. Entre os outros minerais importantes do cálcio estão o gesso (CaSO 4 ·2H 2 O), anidrita (CaSO 4 ), fluorita (CaF 2 ) e apatita ([Ca 5 (PO 4 ) 3 F]).
Os principais produtores de cálcio são a China (cerca de 10.000 a 12.000 toneladas por ano), a Rússia (cerca de 6.000 a 8.000 toneladas por ano) e os Estados Unidos (cerca de 2.000 a 4.000 toneladas por ano). Canadá e França também estão entre os produtores menores. Em 2005, foram produzidas cerca de 24.000 toneladas de cálcio; cerca de metade do cálcio extraído do mundo é usado pelos Estados Unidos, com cerca de 80% da produção usada a cada ano.
Na Rússia e na China, o método de eletrólise de Davy ainda é usado, mas é aplicado ao cloreto de cálcio fundido . Como o cálcio é menos reativo que o estrôncio ou o bário, o revestimento de óxido-nitreto que resulta em ar é estável e a usinagem de torno e outras técnicas metalúrgicas padrão são adequadas para o cálcio. Nos Estados Unidos e no Canadá, o cálcio é produzido pela redução de cal com alumínio em altas temperaturas.
Ciclagem geoquímica
A ciclagem do cálcio fornece uma ligação entre a tectônica , o clima e o ciclo do carbono . Em termos mais simples, a elevação de montanhas expõe rochas contendo cálcio, como alguns granitos , ao intemperismo químico e libera Ca 2+ nas águas superficiais. Esses íons são transportados para o oceano onde reagem com o CO 2 dissolvido para formar o calcário ( CaCO
3), que por sua vez se deposita no fundo do mar onde se incorpora a novas rochas. O CO 2 dissolvido , juntamente com os íons carbonato e bicarbonato , são denominados " carbono inorgânico dissolvido " (DIC).
A reação real é mais complicada e envolve o íon bicarbonato (HCO−
3) que se forma quando o CO 2 reage com a água no pH da água do mar :
No pH da água do mar, a maior parte do CO 2 é imediatamente convertida novamente em HCO−
3. A reação resulta em um transporte líquido de uma molécula de CO 2 do oceano/atmosfera para a litosfera . O resultado é que cada íon Ca 2+ liberado pelo intemperismo químico acaba removendo uma molécula de CO 2 do sistema superficial (atmosfera, oceano, solos e organismos vivos), armazenando-o em rochas carbonáticas onde provavelmente permanecerá por centenas de milhões de anos. O intemperismo do cálcio das rochas elimina o CO 2 do oceano e da atmosfera, exercendo um forte efeito de longo prazo no clima.
Usos
A maior utilização do cálcio metálico é na siderurgia , devido à sua forte afinidade química com o oxigênio e o enxofre . Seus óxidos e sulfetos, uma vez formados, fornecem aluminato de cal líquida e inclusões de sulfeto no aço que flutuam; no tratamento, essas inclusões se dispersam por todo o aço e se tornam pequenas e esféricas, melhorando a fundibilidade, a limpeza e as propriedades mecânicas gerais. O cálcio também é usado em baterias automotivas livres de manutenção, nas quais o uso de ligas de chumbo- cálcio a 0,1% em vez das ligas usuais de chumbo- antimônio leva a menor perda de água e menor autodescarga.
Devido ao risco de expansão e rachaduras, o alumínio às vezes também é incorporado a essas ligas. Essas ligas de chumbo-cálcio também são usadas na fundição, substituindo as ligas de chumbo-antimônio. O cálcio também é usado para fortalecer as ligas de alumínio usadas em rolamentos, para controlar o carbono grafítico no ferro fundido e para remover as impurezas de bismuto do chumbo. O cálcio metálico é encontrado em alguns limpadores de ralos, onde funciona para gerar calor e hidróxido de cálcio que saponifica as gorduras e liquefaz as proteínas (por exemplo, as do cabelo) que bloqueiam os ralos.
Além da metalurgia, a reatividade do cálcio é explorada para remover o nitrogênio do gás argônio de alta pureza e como um coletor de oxigênio e nitrogênio. Também é usado como agente redutor na produção de cromo , zircônio , tório e urânio . Também pode ser usado para armazenar gás hidrogênio, pois reage com o hidrogênio para formar hidreto de cálcio sólido , do qual o hidrogênio pode ser facilmente reextraído.
O fracionamento de isótopos de cálcio durante a formação de minerais levou a várias aplicações de isótopos de cálcio. Em particular, a observação de 1997 por Skulan e DePaolo de que os minerais de cálcio são isotopicamente mais leves do que as soluções das quais os minerais precipitam é a base de aplicações análogas na medicina e na paleoceanografia. Em animais com esqueletos mineralizados com cálcio, a composição isotópica de cálcio dos tecidos moles reflete a taxa relativa de formação e dissolução do mineral esquelético.
Em humanos, foi demonstrado que as alterações na composição isotópica do cálcio na urina estão relacionadas a alterações no equilíbrio mineral ósseo. Quando a taxa de formação óssea excede a taxa de reabsorção óssea, a proporção 44 Ca/ 40 Ca nos tecidos moles aumenta e vice-versa. Devido a essa relação, as medições isotópicas de cálcio na urina ou no sangue podem ser úteis na detecção precoce de doenças ósseas metabólicas, como a osteoporose .
Um sistema semelhante existe na água do mar, onde 44 Ca/ 40 Ca tende a aumentar quando a taxa de remoção de Ca 2+ pela precipitação mineral excede a entrada de novo cálcio no oceano. Em 1997, Skulan e DePaolo apresentaram a primeira evidência de mudança na água do mar 44 Ca/ 40 Ca ao longo do tempo geológico, juntamente com uma explicação teórica dessas mudanças. Documentos mais recentes confirmaram essa observação, demonstrando que a concentração de Ca 2+ na água do mar não é constante e que o oceano nunca está em um "estado estacionário" com relação à entrada e saída de cálcio. Isso tem importantes implicações climatológicas, pois o ciclo do cálcio marinho está intimamente ligado ao ciclo do carbono .
Muitos compostos de cálcio são usados em alimentos, como produtos farmacêuticos e na medicina, entre outros. Por exemplo, o cálcio e o fósforo são suplementados nos alimentos por meio da adição de lactato de cálcio, difosfato de cálcio e fosfato tricálcico . O último também é usado como agente de polimento em cremes dentais e em antiácidos . O lactobionato de cálcio é um pó branco usado como agente de suspensão para produtos farmacêuticos. Na panificação, o fosfato de cálcio é usado como agente de fermentação . O sulfito de cálcio é usado como alvejante na fabricação de papel e como desinfetante, o silicato de cálcio é usado como agente de reforço na borracha e o acetato de cálcio é um componente da resina de calagem e é usado para fazer sabões metálicos e resinas sintéticas.
O cálcio está na Lista de Medicamentos Essenciais da Organização Mundial da Saúde .
Fontes de alimentos
Alimentos ricos em cálcio incluem laticínios , como iogurte e queijo , sardinha , salmão , produtos de soja , couve e cereais matinais fortificados .
Devido a preocupações com efeitos colaterais adversos de longo prazo, incluindo calcificação das artérias e pedras nos rins , tanto o Instituto de Medicina dos EUA (IOM) quanto a Autoridade Europeia para a Segurança dos Alimentos (EFSA) definiram níveis toleráveis de ingestão superior (ULs) para dietas e suplementos combinados cálcio. De acordo com o IOM, pessoas de 9 a 18 anos não devem exceder a ingestão combinada de 3 g/dia; para idades de 19 a 50 anos, não exceder 2,5 g/dia; para maiores de 51 anos, não exceder 2 g/dia. A EFSA estabeleceu o UL para todos os adultos em 2,5 g/dia, mas decidiu que as informações para crianças e adolescentes não eram suficientes para determinar os ULs.
Papel biológico e patológico
| Idade | Cálcio (mg/dia) |
|---|---|
| 1–3 anos | 700 |
| 4-8 anos | 1000 |
| 9–18 anos | 1300 |
| 19–50 anos | 1000 |
| >51 anos | 1000 |
| Gravidez | 1000 |
| Lactação | 1000 |
Função
O cálcio é um elemento essencial necessário em grandes quantidades. O íon Ca 2+ atua como um eletrólito e é vital para a saúde dos sistemas muscular, circulatório e digestivo; é indispensável para a construção do osso; e suporta a síntese e função das células sanguíneas. Por exemplo, regula a contração dos músculos , a condução nervosa e a coagulação do sangue. Como resultado, os níveis de cálcio intra e extracelulares são rigorosamente regulados pelo organismo. O cálcio pode desempenhar esse papel porque o íon Ca 2+ forma complexos de coordenação estáveis com muitos compostos orgânicos, especialmente proteínas ; também forma compostos com ampla gama de solubilidades, possibilitando a formação do esqueleto .
Vinculativo
Os íons cálcio podem ser complexados por proteínas através da ligação aos grupos carboxila do ácido glutâmico ou resíduos do ácido aspártico ; através da interação com resíduos fosforilados de serina , tirosina ou treonina ; ou por ser quelado por resíduos de aminoácidos y-carboxilados. A tripsina , uma enzima digestiva, usa o primeiro método; a osteocalcina , uma proteína da matriz óssea, usa o terceiro.
Algumas outras proteínas da matriz óssea, como a osteopontina e a sialoproteína óssea , usam tanto a primeira quanto a segunda. A ativação direta de enzimas pela ligação do cálcio é comum; algumas outras enzimas são ativadas por associação não covalente com enzimas ligantes diretas de cálcio. O cálcio também se liga à camada fosfolipídica da membrana celular , ancorando proteínas associadas à superfície celular.
Solubilidade
Como exemplo da ampla gama de solubilidade dos compostos de cálcio, o fosfato monocálcico é muito solúvel em água, 85% do cálcio extracelular é fosfato dicálcico com solubilidade de 2,0 mM e a hidroxiapatita de ossos em matriz orgânica é fosfato tricálcico a 100 μM.
Nutrição
O cálcio é um constituinte comum dos suplementos alimentares multivitamínicos , mas a composição dos complexos de cálcio nos suplementos pode afetar sua biodisponibilidade, que varia de acordo com a solubilidade do sal envolvido: citrato , malato e lactato de cálcio são altamente biodisponíveis, enquanto o oxalato é menor. Outras preparações de cálcio incluem carbonato de cálcio, citrato malato de cálcio e gluconato de cálcio . O intestino absorve cerca de um terço do cálcio ingerido como íon livre , e o nível plasmático de cálcio é então regulado pelos rins .
Regulação hormonal da formação óssea e dos níveis séricos
O hormônio da paratireoide e a vitamina D promovem a formação de osso, permitindo e aumentando a deposição de íons de cálcio, permitindo uma rápida renovação óssea sem afetar a massa óssea ou o conteúdo mineral. Quando os níveis plasmáticos de cálcio caem, os receptores da superfície celular são ativados e ocorre a secreção do paratormônio; em seguida, passa a estimular a entrada de cálcio no pool plasmático, retirando-o de células-alvo do rim, intestino e osso, com a ação formadora de osso do hormônio paratireóideo sendo antagonizada pela calcitonina , cuja secreção aumenta com o aumento dos níveis plasmáticos de cálcio.
Níveis séricos anormais
A ingestão excessiva de cálcio pode causar hipercalcemia . No entanto, como o cálcio é absorvido de forma bastante ineficiente pelos intestinos, é mais provável que o nível sérico elevado de cálcio seja causado pela secreção excessiva de hormônio da paratireoide (PTH) ou possivelmente pela ingestão excessiva de vitamina D, que facilitam a absorção de cálcio. Todas essas condições resultam no depósito de sais de cálcio em excesso no coração, vasos sanguíneos ou rins. Os sintomas incluem anorexia, náusea, vômito, perda de memória, confusão, fraqueza muscular, micção aumentada, desidratação e doença óssea metabólica.
A hipercalcemia crônica geralmente leva à calcificação dos tecidos moles e suas sérias consequências: por exemplo, a calcificação pode causar perda de elasticidade das paredes vasculares e interrupção do fluxo sanguíneo laminar - e, portanto , ruptura da placa e trombose . Por outro lado, a ingestão inadequada de cálcio ou vitamina D pode resultar em hipocalcemia , muitas vezes causada também pela secreção inadequada de hormônio da paratireoide ou receptores de PTH defeituosos nas células. Os sintomas incluem excitabilidade neuromuscular, que potencialmente causa tetania e interrupção da condutividade no tecido cardíaco.
doença óssea
Como o cálcio é necessário para o desenvolvimento ósseo, muitas doenças ósseas podem ser atribuídas à matriz orgânica ou à hidroxiapatita na estrutura molecular ou organização do osso. A osteoporose é uma redução no conteúdo mineral do osso por unidade de volume e pode ser tratada com suplementação de cálcio, vitamina D e bisfosfonatos . Quantidades inadequadas de cálcio, vitamina D ou fosfatos podem levar ao amolecimento dos ossos, chamado osteomalacia .
Segurança
cálcio metálico
| Perigos | |
|---|---|
| Rotulagem GHS : | |
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| Perigo | |
| H261 | |
| P231+P232 | |
| NFPA 704 (diamante de fogo) | |
Como o cálcio reage exotermicamente com água e ácidos, o cálcio metálico que entra em contato com a umidade corporal resulta em severa irritação corrosiva. Quando ingerido, o cálcio metálico tem o mesmo efeito na boca, esôfago e estômago e pode ser fatal. No entanto, a exposição a longo prazo não é conhecida por ter efeitos adversos distintos.
Referências
Bibliografia
- Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química dos Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
- Hluchan, Stephen E.; POMERANTZ, Kenneth. "Cálcio e ligas de cálcio". Enciclopédia de Química Industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a04_515.pub2 .