Cálcio

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Cálcio,  20 Ca
Calcium unter Argon Schutzgasatmosphäre.jpg
Cálcio
Aparênciacinza fosco, prata; com um tom amarelo claro [1]
Peso atômico padrão A r, std (Ca) 40,078 (4) [2]
Cálcio na tabela periódica
Hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro Argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Índio Lata Antimônio Telúrio Iodo Xenon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Europium Gadolínio Térbio Disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio Lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Liderar Bismuto Polônio Astatine Radon
Francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio Americium Curium Berquélio Californium Einsteinium Fermium Mendelévio Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seabórgio Bohrium Hassium Meitnerium Darmstádio Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Mg

Ca

Sr
potássiocálcioescândio
Número atômico ( Z )20
Grupogrupo 2 (metais alcalino-terrosos)
Períodoperíodo 4
Bloquear  bloco s
Configuração de elétron[ Ar ] 4s 2
Elétrons por camada2, 8, 8, 2
Propriedades físicas
Fase em  STPsólido
Ponto de fusão1115  K (842 ° C, 1548 ° F)
Ponto de ebulição1757 K (1484 ° C, 2703 ° F)
Densidade (próximo à  rt )1,55 g / cm 3
quando líquido (em  mp )1,378 g / cm 3
Calor de fusão8,54  kJ / mol
Calor de vaporização154,7 kJ / mol
Capacidade de calor molar25,929 J / (mol · K)
Pressão de vapor
P  (Pa) 1 10 100 1 mil 10 k 100 k
em  T  (K) 864 956 1071 1227 1443 1755
Propriedades atômicas
Estados de oxidação+1, [3] +2 (um óxido fortemente básico )
Eletro-negatividadeEscala de Pauling: 1,00
Energias de ionização
  • 1o: 589,8 kJ / mol
  • 2º: 1145,4 kJ / mol
  • 3o: 4912,4 kJ / mol
  • ( mais )
Raio atômicoempírico: 197  pm
Raio covalente176 ± 22h
Raio de Van der Waals231 pm
Linhas de cores em uma faixa espectral
Linhas espectrais de cálcio
Outras propriedades
Ocorrência naturalprimordial
Estrutura de cristalcúbica de face centrada (FCC)
Estrutura de cristal cúbico de face centrada para cálcio
Velocidade do som haste fina3810 m / s (a 20 ° C)
Expansão térmica22,3 µm / (m⋅K) (a 25 ° C)
Condutividade térmica201 W / (m⋅K)
Resistividade elétrica33,6 nΩ⋅m (a 20 ° C)
Ordenação magnéticadiamagnético
Suscetibilidade magnética molar+40,0 × 10 −6  cm 3 / mol [4]
Módulo de Young20 GPa
Módulo de cisalhamento7,4 GPa
Módulo de massa17 GPa
Coeficiente de Poisson0,31
Dureza de Mohs1,75
Dureza Brinell170-416 MPa
Número CAS7440-70-2
História
Descoberta e primeiro isolamentoHumphry Davy (1808)
Principais isótopos de cálcio
Isótopo Abundância Meia-vida ( t 1/2 ) Modo de decaimento produtos
40 Ca 96,941% estábulo
41 Ca vestígio 9,94 × 10 4  y ε 41 K
42 Ca 0,647% estábulo
43 Ca 0,135% estábulo
44 Ca 2,086% estábulo
45 Ca syn 162,6 d β - 45 Sc
46 Ca 0,004% estábulo
47 Ca syn 4,5 d β - 47 Sc
γ -
48 Ca 0,187% 6,4 × 10 19  y β - β - 48 Ti
Categoria Categoria: Cálcio
| referências

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 ", obtido a partir do aquecimento do calcário.

Alguns compostos de cálcio eram conhecidos pelos antigos, embora sua química fosse desconhecida até o século XVII. O cálcio puro foi isolado em 1808 por eletrólise de seu óxido por Humphry Davy , que deu o nome ao 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 em cimento e isolantes elétricos e na fabricação de sabonetes. Por outro lado, o metal puro tem poucas aplicações devido à sua alta reatividade; ainda assim, em pequenas quantidades, é freqüentemente usado como um componente de liga na fabricação de aço e, às vezes, como uma liga de cálcio-chumbo, na fabricação de baterias automotivas.

O cálcio é o metal mais abundante e o quinto elemento mais abundante no corpo humano . [5] Como eletrólitos , os íons de cálcio desempenham um papel vital nos processos fisiológicos e bioquímicos de organismos e células : nas vias de transdução de sinal , onde atuam como um segundo mensageiro ; na liberação de neurotransmissores pelos neurônios ; na contração de todos os tipos de células musculares ; como cofatores em muitas enzimas ; e na fertilização . [5]Os íons de cálcio fora das células são importantes para manter a diferença de potencial entre as membranas celulares excitáveis , a síntese de proteínas e a formação óssea. [5] [6]

Características

Classificação

O cálcio é um metal prateado muito dúctil (às vezes descrito como amarelo claro), cujas propriedades são muito semelhantes aos elementos mais pesados ​​em seu grupo, estrôncio , bário e rádio . Um átomo de cálcio possui vinte elétrons, dispostos na configuração eletrônica [Ar] 4s 2 . Como os outros elementos colocados no grupo 2 da tabela periódica, o cálcio possui 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 . Portanto, o cálcio é quase sempre divalenteem seus compostos, que geralmente são iônicos . Sais hipotéticos univalentes de cálcio seriam estáveis ​​em relação aos seus elementos, mas não à desproporção aos sais divalentes e cálcio metálico, pois a entalpia de formação do MX 2 é muito maior do que a do MX hipotético. Isso ocorre por causa da energia de rede muito maior fornecida pelo cátion Ca 2+ mais carregado em comparação com o cátion Ca + hipotético . [7]

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 um pouco do caráter metálico mais fraco dos metais pós-transição , razão pela qual a definição tradicional do termo "metal alcalino-terroso" os exclui. [8]Essa classificação está obsoleta principalmente em fontes do idioma inglês, mas ainda é usada em outros países como o Japão. [9] Como resultado, as comparações com estrôncio e bário são mais pertinentes à química do cálcio do que as comparações com magnésio. [7]

Fisica

O metal de cálcio funde a 842 ° C e ferve a 1494 ° C; esses valores são mais altos do que aqueles para magnésio e estrôncio, os metais do grupo 2 vizinhos. Ele se cristaliza no arranjo cúbico centrado na face como o estrôncio; acima de 450 ° C, ele muda para um arranjo anisotrópico hexagonal compactado como o magnésio. Sua densidade de 1,55 g / cm 3 é a mais baixa de seu grupo. [7] 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 mais pobre do que o cobre ou o alumínio em volume, é um melhor condutor em massa do que ambos devido à sua densidade muito baixa. [10]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 foi considerado. [11]

Químico

Estrutura do centro polimérico [Ca (H 2 O) 6 ] 2+ em cloreto de cálcio hidratado, ilustrando o alto número de coordenação típico para complexos de cálcio.

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 . [12] Quando finamente dividido, ele queima espontaneamente no ar para produzir o nitreto. Em massa, 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. [13]

Além do simples óxido CaO, o peróxido CaO 2 pode ser feito por oxidação direta do cálcio metal sob alta pressão de oxigênio, e há algumas evidências de um superóxido amarelo Ca (O 2 ) 2 . [14] 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. [15] Todos os quatro dihalides de cálcio são conhecidos. [16] Carbonato de cálcio (CaCO 3 ) e sulfato de cálcio (CaSO 4 ) são minerais particularmente abundantes. [17]Como o estrôncio e o bário, assim 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. [7]

Devido ao grande tamanho do íon Ca 2+ , altos números de coordenação são comuns, até 24 em alguns compostos intermetálicos , como CaZn 13 . [18] O cálcio é prontamente 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 invertida. [17]

Embora o cálcio esteja no mesmo grupo do magnésio e os compostos de organomagnésio sejam muito comumente usados ​​em toda a química, os compostos organocálcicos não são amplamente difundidos porque são mais difíceis de fazer e mais reativos, embora tenham sido recentemente investigados como possíveis catalisadores . [19] [20] [21] [22] [23] Compostos organocálcicos tendem a ser mais semelhantes aos compostos organotérbio 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, cálcio di ciclopentadienil, Ca (C 5 H 5 ) 2 , deve ser feito pela reação direta de cálcio-metal com o mercuroceno ou o próprio ciclopentadieno ; substituir o 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. [24]

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 meia-vida tão longa que pode ser considerado estável para todos os fins práticos ( 48 Ca , com meia-vida de cerca de 4,3 × 10 19  anos). O cálcio é o primeiro (mais leve) elemento a ter seis isótopos naturais. [12]

De longe, o isótopo mais comum do cálcio 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 pela degradação do 40 K primordial . A adição de outra partícula alfa leva a 44 Ti instável , que decai rapidamente por meio de duas capturas sucessivas de elétrons para 44 Ca estável ; isso representa 2,806% de todo o cálcio natural e é o segundo isótopo mais comum. Os outros quatro isótopos naturais, 42 Ca, 43Ca, 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 curta duração capture um nêutron. O Ca 48 é produzido pela captura de elétrons no processo r em supernovas do tipo Ia , onde um alto excesso de nêutrons e uma entropia baixa o suficiente garantem sua sobrevivência. [25][26]

46 Ca e 48 Ca são os primeiros nuclídeos "classicamente estáveis" com um excesso de seis ou oito nêutrons, respectivamente. Embora extremamente rico em nêutrons para um elemento tão leve, o 48 Ca é muito estável porque é um núcleo duplamente mágico , com 20 prótons e 28 nêutrons dispostos em camadas 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 – uniforme , 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 decadência, eles também são proibidos devido aos seus altos spins. Como resultado, quando o Ca 48 decai, ele o faz por decaimento beta duplo para 48 Ti , sendo o nuclídeo mais leve conhecido por sofrer decaimento beta duplo. [27] [28] O isótopo pesado 46 Ca também pode, teoricamente, sofrer decaimento beta duplo para 46 Ti, mas isso nunca foi observado; o isótopo mais leve e comum 40 Ca também é duplamente mágico e pode sofrer captura dupla de elétrons para 40 Ar, mas isso da mesma forma 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. [27]

Além do 48 Ca praticamente estável , o radioisótopo de cálcio de vida mais longa é o 41 Ca. Ele decai por captura de elétrons para estável 41 K com meia-vida de cerca de cem mil anos. Sua existência no Sistema Solar primitivo como um radionuclídeo extinto foi inferida a partir de excessos de 41 K: traços de 41 Ca também existem ainda hoje, pois é um nuclídeo cosmogênico , continuamente reformado através da ativação de nêutrons de 40 Ca natural . [26] Muitos outros radioisótopos de cálcio são conhecidos, variando de 35 Ca a 60Ca. Todos eles têm vida muito mais curta do que 41 Ca, sendo o mais estável entre eles 45 Ca (meia-vida 163 dias) e 47 Ca (meia-vida 4,54 dias). Os isótopos mais leves do 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. [27]

Como outros elementos, uma variedade de processos altera a abundância relativa de isótopos de cálcio. [29] O melhor 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) em temperatura ambiente. Diferenças dependentes de massa na composição de isótopos de cálcio são convencionalmente expressas pela razão de dois isótopos (geralmente 44 Ca / 40Ca) em uma amostra em comparação com a mesma proporção em um material de referência padrão. 44 Ca / 40 Ca varia em cerca de 1% entre os materiais terrestres comuns. [30]

História

Uma das estátuas de 'Ain Ghazal , feita de gesso

Os compostos de cálcio são conhecidos há milênios, embora sua composição química não tenha sido compreendida até o século XVII. [31] A cal como material de construção [32] e como gesso para estátuas foi usada por volta de 7.000 aC. [33] O primeiro forno de cal datado de 2500 aC foi encontrado em Khafajah , na Mesopotâmia . [34] [35] 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 deTutankhamon . 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". [31] Vitruvius notou que a cal resultante era mais leve do que a pedra calcária original, atribuindo isso à ebulição 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. [36]

Em 1787, 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 ser feitos para reagir com ácidos para produzir sais ( salis = sal, em latim): chaux (óxido de cálcio), magnésio (magnésia, óxido de magnésio ), barita (sulfato de bário), alumina (alumina, óxido de alumínio), e silice (sílica, dióxido de silício)). Sobre esses "elementos", Lavoisier especulou:

Provavelmente, ainda só conhecemos uma parte das substâncias metálicas existentes na natureza, pois todas aquelas que têm maior afinidade com o oxigênio do que o carbono possuem, são incapazes, até agora, de serem reduzidas a um estado metálico e, conseqüentemente, serem apenas apresentados à nossa observação sob a forma de óxidos, são confundidos com as terras. É extremamente provável que as baritas, que acabamos de combinar com as terras, estejam nesta situação; pois em muitos experimentos ele exibe propriedades que se aproximam das de corpos metálicos. É até possível que todas as substâncias que chamamos de terras sejam apenas óxidos metálicos, irredutíveis por qualquer processo conhecido até agora. [37]

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 na eletrólise , Davy isolou cálcio e magnésio colocando uma mistura do respectivo metal óxidos com óxido de mercúrio (II) em 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. [31] [38]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. [36]

Ocorrência e produção

Terraços de travertino em Pamukkale , Turquia

Com 3%, o cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre e o terceiro metal mais abundante, atrás apenas do alumínio e do ferro . [31] É também o quarto elemento mais abundante nas terras altas lunares . [13] Depósitos de carbonato de cálcio sedimentar permeiam a superfície da Terra como restos fossilizados de vida marinha passada; eles ocorrem em duas formas, a calcita romboédrica (mais comum) e a aragonita ortorrômbica (formando-se em mares mais temperados). Os minerais do primeiro tipo incluem calcário , dolomita , mármore , giz e mastro da Islândia ; leitos de aragonita constituem as bacias das Bahamas , Florida Keys e 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]). [31]

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, cerca de 24.000 toneladas de cálcio foram produzidas; cerca de metade do cálcio extraído do mundo é usado pelos Estados Unidos, com cerca de 80% da produção usada a cada ano. [11] Na Rússia e na China, o método de eletrólise de Davy ainda é usado, mas é aplicado ao cloreto de cálcio fundido . [11]Como o cálcio é menos reativo que o estrôncio ou 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. [39] Nos Estados Unidos e Canadá, o cálcio é produzido pela redução da cal com alumínio em altas temperaturas. [11]

Ciclo geoquímico

O ciclo do cálcio fornece uma ligação entre a tectônica , o clima e o ciclo do carbono . Em termos mais simples, o levantamento 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 CO 2 dissolvido para formar calcário ( CaCO
3
), que por sua vez se estabelece no fundo do mar, onde é incorporado em novas rochas. O CO 2 dissolvido , junto com os íons carbonato e bicarbonato , são denominados " carbono inorgânico dissolvido " (DIC). [40]

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 :

Ca2+
+ 2 HCO-
3
CaCO
3
( s ) + CO
2
+ H
2
O

No pH da água do mar, a maior parte do CO 2 é imediatamente convertido de volta em HCO-
3
. A reação resulta em um transporte líquido de uma molécula de CO 2 do oceano / atmosfera para a litosfera . [41] O resultado é que cada íon de Ca 2+ liberado por intemperismo químico remove uma molécula de CO 2 do sistema superficial (atmosfera, oceano, solos e organismos vivos), armazenando-o em rochas carbonáticas onde é provável que permaneça por centenas de milhões de anos. O desgaste do cálcio das rochas, portanto, remove o CO 2 do oceano e da atmosfera, exercendo um forte efeito de longo prazo no clima. [40] [42]

Usos

O maior uso do cálcio metálico é na siderurgia , devido à sua forte afinidade química por oxigênio e enxofre . Seus óxidos e sulfetos, uma vez formados, dão aluminato de cal líquido e inclusões de sulfeto no aço que flutuam para fora; no tratamento, essas inclusões se dispersam por todo o aço e tornam-se pequenas e esféricas, melhorando a moldabilidade, a limpeza e as propriedades mecânicas em geral. O cálcio também é usado em baterias automotivas sem manutenção , nas quais o uso de ligas de chumbo de cálcio a 0,1% em vez das ligas de chumbo de antimônio comuns leva a menor perda de água e menor autodescarga. Devido ao risco de expansão e rachaduras, o alumínioàs vezes também é incorporado a essas ligas. Essas ligas de chumbo-cálcio também são usadas na fundição, substituindo as ligas de chumbo-antimônio. [43] O cálcio também é usado para fortalecer ligas de alumínio usadas para rolamentos, para o controle de carbono grafítico em ferro fundido e para remover impurezas de bismuto do chumbo. [39] Cálcio metálico é encontrado em alguns produtos de limpeza 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 drenos. [44] Além da metalurgia, a reatividade do cálcio é explorada para remover o nitrogênio de alta purezagás argônio e como absorvedor 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 re-extraído. [39]

O fracionamento de isótopos de cálcio durante a formação mineral levou a várias aplicações de isótopos de cálcio. Em particular, a observação de 1997 por Skulan e DePaolo [45] 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 paleooceanografia. 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, as alterações na composição isotópica do cálcio da urina mostraram estar relacionadas a alterações no equilíbrio mineral ósseo. Quando a taxa de formação óssea excede a taxa de reabsorção óssea, o 44 Ca / 40A proporção de Ca no tecido mole aumenta e vice-versa. Por causa dessa relação, as medições isotópicas de cálcio na urina ou sangue podem ser úteis na detecção precoce de doenças ósseas metabólicas, como a osteoporose . [46] 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, junto com uma explicação teórica dessas mudanças. Trabalhos mais recentes confirmaram esta observação, demonstrando que a água do mar Ca 2+a concentração não é constante e o oceano nunca está em um "estado estacionário" com relação à entrada e saída de cálcio. Isso tem implicações climatológicas importantes, pois o ciclo do cálcio marinho está intimamente ligado ao ciclo do carbono . [47] [48]

Muitos compostos de cálcio são usados ​​em alimentos, como produtos farmacêuticos e na medicina, entre outros. Por exemplo, cálcio e fósforo são suplementados em alimentos por meio da adição de lactato de cálcio , difosfato de cálcio e fosfato tricálcico . Este último também é usado como agente de polimento em dentifrícios e antiácidos . O lactobionato de cálcio é um pó branco usado como agente de suspensão em produtos farmacêuticos. Na panificação, o monofosfato 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 cálcioé usado como um agente de reforço na borracha, e o acetato de cálcio é um componente da colofônia e é usado para fazer sabões metálicos e resinas sintéticas. [43]

O cálcio está na lista de medicamentos essenciais da Organização Mundial de Saúde . [49]

Fontes de alimentos

Os alimentos ricos em cálcio incluem laticínios , como iogurte e queijo , sardinha , salmão , produtos de soja , couve e cereais matinais fortificados . [6]

Devido às preocupações com os efeitos colaterais adversos de longo prazo, incluindo calcificação de artérias e pedras nos rins , tanto o Instituto de Medicina dos Estados Unidos (IOM) quanto a Autoridade Europeia para a Segurança dos Alimentos (EFSA) definem Níveis de Ingestão Superior Toleráveis (ULs) para suplementos dietéticos e suplementares cálcio. De acordo com o IOM, as pessoas com idades entre 9 e 18 anos não devem exceder a ingestão combinada de 3 g / dia; para idades de 19–50, não deve exceder 2,5 g / dia; para maiores de 51 anos, não deve exceder 2 g / dia. [50] A EFSA definiu 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 o UL. [51]

Papel biológico e patológico

Recomendações diárias de cálcio ajustadas para a idade (do US Institute of Medicine RDAs) [52]
Era 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
Ingestão global de cálcio na dieta entre adultos (mg / dia). [53]
  <400
  400-500
  500–600
  600-700
  700-800
  800-900
  900-1000
  > 1000

Função

O cálcio é um elemento essencial necessário em grandes quantidades. [5] [6] 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, ele regula a contração dos músculos , a condução nervosa e a coagulação do sangue. Como resultado, os níveis de cálcio intra e extracelular são rigidamente regulados pelo corpo. 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 uma ampla gama de solubilidades, permitindo a formação do esqueleto . [5] [54]

Obrigatório

Os íons de cálcio podem ser complexados por proteínas através da ligação de grupos carboxila de ácido glutâmico ou resíduos de ácido aspártico ; através da interação com resíduos fosforilados de serina , tirosina ou treonina ; ou por ser quelado por resíduos de aminoácidos γ-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 osteopontina e sialoproteína ósseause o primeiro e o segundo. A ativação direta de enzimas ligando-se ao cálcio é comum; algumas outras enzimas são ativadas por associação não covalente com enzimas de ligação direta ao cálcio. O cálcio também se liga à camada fosfolipídica da membrana celular , ancorando proteínas associadas à superfície celular. [55]

Solubilidade

Como um exemplo da ampla gama de solubilidade de compostos de cálcio, o fosfato monocálcico é muito solúvel em água, 85% do cálcio extracelular é como fosfato dicálcico com uma solubilidade de 2,0  mM e a hidroxiapatita de ossos em uma matriz orgânica é fosfato tricálcico a 100 μM. [55]

Nutrição

O cálcio é um constituinte comum de suplementos dietéticos multivitamínicos , [5] mas a composição dos complexos de cálcio em suplementos pode afetar sua biodisponibilidade, que varia de acordo com a solubilidade do sal envolvido: citrato de cálcio , malato e lactato são altamente biodisponíveis, enquanto o oxalato é menor . Outras preparações de cálcio incluem carbonato de cálcio , o malato citrato de cálcio e gluconato de cálcio . [5] O intestino absorve cerca de um terço do cálcio ingerido como íon livre , e o nível de cálcio plasmático é então regulado pelos rins. [5]

Regulação hormonal da formação óssea e níveis séricos

O hormônio da paratireóide e a vitamina D promovem a formação do osso, permitindo e aumentando a deposição de íons de cálcio ali, permitindo uma rápida renovação óssea sem afetar a massa óssea ou o conteúdo mineral. [5] Quando os níveis plasmáticos de cálcio caem, os receptores da superfície celular são ativados e ocorre a secreção do hormônio da paratireóide; em seguida, ele estimula a entrada de cálcio no pool plasmático, retirando-o dos rins, intestinos e células ósseas visadas, com a ação formadora de ossos do hormônio da paratireóide sendo antagonizada pela calcitonina , cuja secreção aumenta com o aumento dos níveis plasmáticos de cálcio. [55]

Níveis séricos anormais

O consumo excessivo de cálcio pode causar hipercalcemia . No entanto, como o cálcio é absorvido de forma bastante ineficiente pelos intestinos, o cálcio sérico elevado é mais provavelmente causado pela secreção excessiva do hormônio da paratireóide (PTH) ou possivelmente pela ingestão excessiva de vitamina D, os quais facilitam a absorção do cálcio. Todas essas condições resultam em excesso de sais de cálcio sendo depositados no coração, vasos sanguíneos ou rins. Os sintomas incluem anorexia, náusea, vômito, perda de memória, confusão, fraqueza muscular, aumento da micção, desidratação e doença óssea metabólica. A hipercalcemia crônica geralmente leva à calcificação dos tecidos moles e suas consequências graves: por exemplo, a calcificação pode causar perda de elasticidade das paredes vascularese interrupção do fluxo sanguíneo laminar - e daí para a ruptura da placa e trombose . Por outro lado, a ingestão inadequada de cálcio ou vitamina D pode resultar em hipocalcemia , muitas vezes causada também por secreção inadequada de hormônio da paratireóide ou receptores de PTH defeituosos nas células. Os sintomas incluem excitabilidade neuromuscular, que potencialmente causa tetania e interrupção da condutividade no tecido cardíaco. [55]

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 bifosfonatos . [5] [6] Quantidades inadequadas de cálcio, vitamina D ou fosfatos podem levar ao amolecimento dos ossos, chamado de osteomalácia . [55]

Segurança

Cálcio metálico

Cálcio
Perigos
Pictogramas GHS GHS02: Inflamável
Palavra-sinal GHS Perigo
H261
P231 + 232 , P422 [56]
NFPA 704 (diamante de fogo)
0
3
1

Como o cálcio reage exotermicamente com a água e os ácidos, o cálcio-metal em contato com a umidade corporal resulta em severa irritação corrosiva. [57] Quando ingerido, o cálcio-metal tem o mesmo efeito na boca, no esôfago e no estômago, e pode ser fatal. [44] No entanto, a exposição de longo prazo não é conhecida por ter efeitos adversos distintos. [57]

Veja também

Referências

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Bibliografia