Кальций Кальция в организме 1,1–1,2 кг в расчете на средний вес здорового мужчины и 900 г. - на средний вес здоровой женщины. Почти весь кальций содержится в зубах и костях, за исключением 1 %, который содержится в крови, лимфе и клетках(!).Самая известная функция кальция -

Кальций (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый легкий металл. Природный элемент представляет смесь шести стабильных изотопов: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, из которых наиболее распространен 40 Ca (96, 97%).

Соединения Ca - известняк, мрамор, гипс (а также известь - продукт обжига известняка) уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Вплоть до конца 18 века химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозем и кремнезем - вещества сложные. В 1808 году Г. Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с оксидом ртути, приготовил амальгаму Ca, а отогнав из нее ртуть, получил металл, названный "Кальций" (от лат. calx, род. падеж calcis - известь).

Распространение Кальция в природе. По распространенности в земной коре Ca занимает 5-е место (после О, Si, Al и Fe); содержание 2,96% по массе. Он энергично мигрирует и накапливается в различных геохимических системах, образуя 385 минералов (4-е место по числу минералов). В мантии Земли Ca мало и, вероятно, еще меньше в земном ядре (в железных метеоритах 0,02%). Ca преобладает в нижней части земной коры, накапливаясь в основные породах; большая часть Ca заключена в полевом шпате - анортите Ca; содержание в основных породах 6,72%, в кислых (граниты и другие) 1,58% . В биосфере происходит исключительно резкая дифференциация Ca, связанная главным образом с "карбонатным равновесием": при взаимодействии углекислого газа с карбонатом СаСО 3 образуется растворимый бикарбонат Ca(HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 = Са 2+ + 2HCO 3- . Эта реакция обратима и является основой перераспределения Ca. При высоком содержании CO 2 в водах Ca находится в растворе, а при низком содержании CO 2 в осадок выпадает минерал кальцит CaCO 3 , образуя мощные залежи известняка, мела, мрамора.

Огромную роль в истории Ca играет и биогенная миграция. В живом веществе из элементов-металлов Ca - главный. Известны организмы, которые содержат более 10% Ca (больше углерода), строящие свой скелет из соединений Ca, главным образом из СаСО 3 (известковые водоросли, многие моллюски, иглокожие, кораллы, корненожки и т. д.). С захоронением скелетов мор. животных и растений связано накопление колоссальных масс водорослевых, коралловых и прочих известняков, которые, погружаясь в земные глубины и минерализуясь, превращаются в различные виды мрамора.

Огромные территории с влажным климатом (лесные зоны, тундра) характеризуются дефицитом Ca - здесь он легко выщелачивается из почв. С этим связано низкое плодородие почв, низкая продуктивность домашних животных, их малые размеры, нередко болезни скелета. Поэтому большое значение имеет известкование почв, подкормка домашних животных и птиц и т. д. Напротив, в сухом климате СаСО 3 труднорастворим, поэтому ландшафты степей и пустынь богаты Ca. В солончаках и соленых озерах часто накапливается гипс CaSO 4 ·2H 2 O.

Реки приносят в океан много Ca, но он не задерживается в океанической воде (среднее содержание 0,04%), а концентрируется в скелетах организмов и после их гибели осаждается на дно преимущественно в форме CaCO 3 . Известковые илы широко распространены на дне всех океанов на глубинах не более 4000 м (на больших глубинах происходит растворение СаСО 3 , организмы там нередко испытывают дефицит Ca).

Важную роль в миграции Ca играют подземные воды. В известняковых массивах они местами энергично выщелачивают CaCO 3 , с чем связано развитие карста, образование пещер, сталактитов и сталагмитов. Помимо кальцита, в морях прошлых геологических эпох было широко распространено отложение фосфатов Ca (например, месторождения фосфоритов Каратау в Казахстане), доломита CaCO 3 ·MgCO 3 , а в лагунах при испарении - гипса.

В ходе геологической истории росло биогенное карбонатообразование, а химическое осаждение кальцита уменьшалось. В докембрийских морях (свыше 600 млн. лет назад) не было животных с известковым скелетом; они приобрели широкое распространение начиная с кембрия (кораллы, губки и т. д.). Это связывают с высоким содержанием CO 2 в атмосфере докембрия.

Физические свойства Кальция. Кристаллическая решетка α-формы Ca (устойчивой при обычной температуре) гранецентрированная кубическая, а = 5,56Å. Атомный радиус 1,97Å, ионный радиус Ca 2+ , 1,04Å. Плотность 1,54 г/см 3 (20 °C). Выше 464 °C устойчива гексагональная β-форма. t пл 851 °C, t кип 1482 °C; температурный коэффициент линейного расширения 22·10 -6 (0-300 °C); теплопроводность при 20 °C 125,6 Вт/(м·К) или 0,3 кал/(см·сек·°C); удельная теплоемкость (0-100 °C) 623,9 дж/(кг·К) или 0,149 кал/(г·°C); удельное электросопротивление при 20 °C 4,6·10 -8 ом·м или 4,6·10 -6 ом·см; температурный коэффициент электросопротивления 4,57·10 -3 (20 °C). Модуль упругости 26 Гн/м 2 (2600 кгс/мм 2); предел прочности при растяжении 60 Мн/м 2 (6 кгс/мм 2); предел упругости 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2), предел текучести 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2); относительное удлинение 50%; твердость по Бринеллю 200-300 Мн/м 2 (20-30 кгс/мм 2). Кальций достаточно высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием.

Химические свойства Кальция. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Ca 4s 2 , в соответствии с чем Ca в соединениях 2-валентен. Химически Ca очень активен. При обычной температуре Ca легко взаимодействует с кислородом и влагой воздуха, поэтому его хранят в герметически закрытых сосудах или под минеральным маслом. При нагревании на воздухе или в кислороде воспламеняется, давая основной оксид CaO. Известны также пероксиды Ca - CaO 2 и CaO 4 . С холодной водой Ca взаимодействует сначала быстро, затем реакция замедляется вследствие образования пленки Ca(OH) 2 . Ca энергично взаимодействует с горячей водой и кислотами, выделяя H 2 (кроме концентрированной HNO 3). С фтором реагирует на холоду, а с хлором и бромом - выше 400 °C, давая соответственно CaF 2 , CaCl 2 и CaBr 2 . Эти галогениды в расплавленном состоянии образуют с Ca так называемых субсоединения - CaF, CaCl, в которых Ca формально одновалентен. При нагревании Ca с серой получается сульфид кальция CaS, последний присоединяет серу, образуя полисульфиды (CaS 2 , CaS 4 и другие). Взаимодействуя с сухим водородом при 300-400 °C, Ca образует гидрид CaH 2 - ионное соединение, в котором водород является анионом. При 500 °C Ca и азот дают нитрид Ca 3 N 2 ; взаимодействие Ca с аммиаком на холоду приводит к комплексному аммиакату Ca 6 . При нагревании без доступа воздуха с графитом, кремнием или фосфором Ca дает соответственно карбид кальция CaC 2 , силициды Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 и фосфид Ca 3 P 2 . Ca образует интерметаллические соединения с Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn и другие.

Получение Кальция. В промышленности Ca получают двумя способами: 1) нагреванием брикетированной смеси CaO и порошка Al при 1200 °C в вакууме 0,01-0,02 мм рт. ст.; выделяющиеся по реакции: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca пары Ca конденсируются на холодной поверхности; 2) электролизом расплава CaCl 2 и KCl с жидким медно-кальциевым катодом приготовляют сплав Cu - Ca (65% Ca), из которого Ca отгоняют при температуре 950-1000 °C в вакууме 0,1-0,001 мм рт. ст.

Применение Кальция. В виде чистого металла Ca применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов из их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и других сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примеси азота и в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах. Большое применение в технике получили антифрикционные материалы системы Pb-Na-Ca, а также сплавы Pb-Ca, служащие для изготовления оболочки электрич. кабелей. Сплав Ca-Si-Ca (силикокальций) применяется как раскислитель и дегазатор в производстве качественных сталей.

Кальций в организме. Ca - один из биогенных элементов, необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных и растений. Лишь редкие организмы могут развиваться в среде, лишенной Ca. У некоторых организмов содержание Ca достигает 38%; у человека - 1,4-2%. Клетки растительных и животных организмов нуждаются в строго определенных соотношениях ионов Ca 2+ , Na + и K + во внеклеточных средах. Растения получают Ca из почвы. По их отношению к Ca растения делят на кальцефилов и кальцефобов. Животные получают Ca с пищей и водой. Ca необходим для образования ряда клеточных структур, поддержания нормальной проницаемости наружных клеточных мембран, для оплодотворения яйцеклеток рыб и других животных, активации ряда ферментов. Ионы Ca 2+ передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая его сокращение, увеличивают силу сердечных сокращений, повышают фагоцитарную функцию лейкоцитов, активируют систему защитных белков крови, участвуют в ее свертывании. В клетках почти весь Ca находится в виде соединений с белками, нуклеиновыми кислотами, фосфолипидами, в комплексах с неорганических фосфатами и органических кислотами. В плазме крови человека и высших животных только 20-40% Ca может быть связано с белками. У животных, обладающих скелетом, до 97-99% всего Ca используется в качестве строительного материала: у беспозвоночных в основном в виде CaCO 3 (раковины моллюсков, кораллы), у позвоночных - в виде фосфатов. Многие беспозвоночные запасают Ca перед линькой для построения нового скелета или для обеспечения жизненных функций в неблагоприятных условиях.

Содержание Ca в крови человека и высших животных регулируется гормонами паращитовидных и щитовидной желез. Важнейшую роль в этих процессах играет витамин D. Всасывание Ca происходит в переднем отделе тонкого кишечника. Усвоение Ca ухудшается при снижении кислотности в кишечнике и зависит от соотношения Ca, P и жира в пище. Оптимальные соотношения Са / Р в коровьем молоке около 1,3 (в картофеле 0,15, в бобах 0,13, в мясе 0,016). При избытке в пище P или щавелевой кислоты всасывание Ca ухудшается. Желчные кислоты ускоряют его всасывание. Оптимальные соотношения Са / жир в пище человека 0,04-0,08 г Ca на 1 г жира. Выделение Ca происходит главным образом через кишечник. Млекопитающие в период лактации теряют много Ca с молоком. При нарушениях фосфорно-кальциевого обмена у молодых животных и детей развивается рахит, у взрослых животных - изменение состава и строения скелета (остеомаляция).

Кальций располагается в четвертом большом периоде, второй группе, главной подгруппе, порядковый номер элемента - 20. Согласно периодической таблице Менделеева, атомный вес кальция - 40,08. Формула высшего оксида - СаО. Кальций имеет латинское название cal­ci­um , поэтому символ атома элемента - Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях кальций - это металл серебристо-белого цвета. Имея высокую химическую активность, элемент способен образовывать множество соединений разных классов. Элемент представляет ценность для технических и промышленных химических синтезов. Металл широко распространен в земной коре: его доля составляет около 1,5 %. Кальций относится к группе щелочноземельных металлов: при растворении в воде он дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и . Морская вода содержит кальций в больших концентрациях (400 мг/л).

Характеристики кальция зависят от строения его кристаллической решетки. У этого элемента она бывает двух типов: кубическая гранецентрическая и объемноцентрическая. Тип связи в молекуле - металлический.

Природные источники кальция:

• апатиты;
• алебастр;
• гипс;
• кальцит;
• флюорит;
• доломит.

Физические свойства кальция и способы получения металла

В обычных условиях кальций находится в твердом агрегатном состоянии. Металл плавится при 842 °С. Кальций является хорошим электро- и теплопроводником. При нагревании он переходит сначала в жидкое, а затем в парообразное состояние и теряет металлические свойства. Металл является очень мягким и режется ножом. Кипит при 1484 °С.

Под давлением кальций теряет металлические свойства и способность к электропроводимости. Но затем металлические свойства восстанавливаются и проявляются свойства сверхпроводника, в несколько раз превышающего по своим показателям остальные .

Кальций долго не удавалось получить без примесей: из-за высокой химической активности этот элемент не встречается в природе в чистом виде. Элемент был открыт в начале XIX века. Кальций как металл впервые синтезировал британский химик Гемфри Дэви. Ученый обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. В наши дни электролиз солей кальция (смеси хлоридов кальция и калия, смеси фторида и хлорида кальция) остается самым актуальным способом получения металла. Кальций также извлекают из его оксида с помощью алюминотермии - распространенного в металлургии метода.

Химические свойства кальция

Кальций - активный металл, вступающий во многие взаимодействия. При нормальных условиях он легко реагирует, образуя соответствующие бинарные соединения: с кислородом, галогенами. Нажмите , чтобы узнать больше о соединениях кальция. При нагревании кальций реагирует с азотом, водородом, углеродом, кремнием, бором, фосфором, серой и другими веществами. На открытом воздухе мгновенно взаимодействует с кислородом и углекислым газом, поэтому покрывается серым налетом.

Бурно реагирует с кислотами, при этом иногда воспламеняется. В солях кальций проявляет интересные свойства. Например, пещерные сталактиты и сталагмиты - это карбонат кальция, постепенно образовавшийся из воды, углекислого газа и гидрокарбоната в итоге процессов внутри подземных вод.

Из-за высокой активности в обычном состоянии кальций хранится в лабораториях в темной герметичной стеклянной посуде под слоем парафина или керосина. Качественная реакция на ион кальция - окрашивание пламени в насыщенный кирпично-красный цвет.

Идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым осадкам некоторых солей элемента (фторид, карбонат, сульфат, силикат, фосфат, сульфит).

Реакция воды с кальцием

Кальций хранят в банках под слоем защитной жидкости. Чтобы провести , демонстрирующий, как происходит реакция воды и кальция, нельзя просто достать металл и отрезать от него нужный кусочек. Металлический кальций в лабораторных условиях проще использовать в виде стружки.

Если металлической стружки нет, а в банке есть только большие куски кальция, потребуются пассатижи или молоток. Готовый кусочек кальция нужного размера помещают в колбу или стакан с водой. Кальциевую стружку кладут в посуду в марлевом мешочке.

Кальций опускается на дно, и начинается выделение водорода (сначала в месте, где находится свежий излом металла). Постепенно с поверхности кальция выделяется газ. Процесс напоминает бурное кипение, одновременно образовывается осадок гидроксида кальция (гашёная известь).

Кусок кальция всплывает, подхваченный пузырьками водорода. Примерно через 30 секунд кальций растворяется, а вода из-за образования взвеси гидроксида становится мутно-белой. Если реакцию проводить не в стакане, а в пробирке, можно наблюдать выделение тепла: пробирка быстро становится горячей. Реакция кальция с водой не заканчивается эффектным взрывом, но взаимодействие двух веществ протекает бурно и выглядит зрелищно. Опыт безопасен.

Если мешочек с оставшимся кальцием вынуть из воды и подержать на воздухе, то через некоторое время в результате продолжающейся реакции наступит сильное разогревание и оставшаяся в марле закипит. Если часть помутневшего раствора отфильтровать через воронку в стакан, то при пропускании через раствор оксида углерода CO₂ получится осадок. Для этого не нужен углекислый газ - можно продувать выдыхаемый воздух в раствор через стеклянную трубочку.

В древности люди использовали соединения кальция для строительства. В основном это был карбонат кальция, находившийся в горных породах, или продукт его обжига - известь. Также использовался мрамор и гипс. Раньше ученые считали, что известь, представляющая собой оксид кальция, - это простое вещество. Это заблуждение существовало вплоть до конца XVI­II века, пока свои предположения по поводу этого вещества не высказал Антуан Лавуазье.

В начале XIX века английский ученый Хэмпфри Дэви с помощью электролиза открыл кальций в чистом виде. Причем получил он амальгаму кальция из гашеной извести и оксида ртути. Затем отогнав ртуть, он получил металлический кальций.

Реакция кальция с водой проходит бурно, но не сопровождается возгоранием. За счет обильного выделения водорода пластинка с кальцием будет перемещаться по воде. Также образуется вещество - гидроксид кальция. Если в жидкость добавить фенолфталеин, она окрасится в ярко-малиновый цвет - следовательно, Ca(OH)₂ является основанием.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂↓ + H₂

Реакция кальция с кислородом

Очень интересна реакция Ca и O₂, однако опыт нельзя выполнять в домашних условиях, так как он весьма опасен.

Рассмотрим реакцию кальция с кислородом, а именно горение этого вещества на воздухе.

Внимание! Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно! вы найдете безопасные опыты по химии, которые можно проводить дома.

В качестве источника кислорода возьмем нитрат калия KNO₃. Если кальций хранился в керосиновой жидкости, то перед опытом его нужно очистить при помощи горелки, подержав над пламенем. Далее кальций опускают в порошок KNO₃. Затем кальций с нитратом калия нужно поместить в пламя горелки. Происходит реакция разложения нитрата калия на нитрит калия и кислород. Выделяющийся кислород поджигает кальций, и пламя окрашивается в красный цвет.

KNO₃ → KNO₂ + O₂

2Ca + O₂ → 2CaO

Стоит отметить, что кальций реагирует с некоторыми элементами только при нагревании, к ним относятся: , сера, бор, азот и другие.

Среди всех элементов периодической системы можно выделить несколько таких, без которых не просто развиваются различные заболевания у живых организмов, но и вообще невозможно нормально жить и расти. Один из таких - кальций.

Интересно, что когда речь идет об этом металле, как простом веществе, то никакой пользы для человека он не имеет, даже вред. Однако стоит только упомянуть об ионах Са 2+ , как сразу возникает масса пунктов, характеризующих их важное значение.

Положение кальция в периодической системе

Характеристика кальция, как и любого другого элемента, начинается с указания его места положения в периодической системе. Ведь она дает возможность многое узнать о данном атоме:

• заряд ядра;
• количество электронов и протонов, нейтронов;
• степень окисления, высшую и низшую;
• электронную конфигурацию и прочие важные вещи.

Рассматриваемый нами элемент располагается в четвертом большом периоде второй группе, главной подгруппе и имеет порядковый номер 20. Также химическая таблица Менделеева показывает атомный вес кальция - 40,08, что является усредненным значением существующих изотопов данного атома.

Степень окисления одна, всегда постоянна, равна +2. Формула СаО. Латинское название элемента calcium, отсюда символ атома Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях данный элемент представляет собой металл, серебристо-белого цвета. Формула кальция как простого вещества - Са. Вследствие высокой химической активности, способен образовывать множество соединений, относящихся к разным классам.

В твердом агрегатном состоянии в состав организма человека не входит, поэтому представляет значение для промышленных и технических нужд (в основном химические синтезы).

Является одним из самых распространенных по доле в земной коре металлов, около 1,5 %. Относится к группе щелочноземельных, так как при растворении в воде дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и солей. Очень много кальция (400 мг/л) включено в состав морской воды.

Кристаллическая решетка

Характеристика кальция объясняется строением кристаллической решетки, которая у него может быть двух типов (так как существует альфа и бета форма):

• кубическая гранецентрическая;
• объемноцентрическая.

Тип связи в молекуле - металлическая, в узлах решетки, как и у всех металлов - атом-ионы.

Нахождение в природе

Существует несколько основных веществ в природе, которые содержат данный элемент.

1. Морская вода.
2. Горные породы и минералы.
3. Живые организмы (раковины и панцири, костные ткани и так далее).
4. Подземные воды в земной коре.

Можно обозначить следующие виды горных пород и минералов, которые являются природными источниками кальция.

1. Доломит - смесь карбоната кальция и магния.
2. Флюорит - фторид кальция.
3. Гипс - CaSO 4 · 2H 2 O.
4. Кальцит - мел, известняк, мрамор - карбонат кальция.
5. Алебастр - CaSO 4 ·0.5H 2 O.
6. Апатиты.

Всего выделяют около 350 различных минералов и горных пород, которые содержат кальций.

Способы получения

В свободном виде выделить металл долгое время не удавалось, так как его химическая активность высока, в природе в чистом виде не встретишь. Поэтому вплоть до XIX века (1808 года) рассматриваемый элемент был еще одной загадкой, которую несла таблица Менделеева.

Кальций как металл сумел синтезировать английский химик Гемфри Дэви. Именно он первым обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. На сегодняшний день до сих пор самым актуальным способом получения данного металла является электролиз его солей, таких как:

• смесь хлоридов кальция и калия;
• смесь фторида и хлорида кальция.

Также можно извлечь кальций из его оксида при помощи распространенного в металлургии метода алюминотермии.

Физические свойства

Характеристика кальция по физическим параметрам может быть описана несколькими пунктами.

1. Агрегатное состояние - при обычных условиях твердое.
2. Температура плавления - 842 0 С.
3. Металл мягкий, может резаться ножом.
4. Цвет - серебристо-белый, блестящий.
5. Обладает хорошими проводниковыми и теплопроводными свойствами.
6. При длительном нагревании переходит в жидкое, затем парообразное состояние, теряя металлические свойства. Температура кипения 1484 0 С.

Физические свойства кальция имеют одну особенность. Когда на металл оказывается давление, то он в какой-то момент времени теряет свои металлические свойства и способность к электропроводимости. Однако при дальнейшем увеличении воздействия вновь восстанавливается и проявляет себя как сверхпроводник, в несколько раз превышающий по данным показателям остальные элементы.

Химические свойства

Активность данного металла очень высока. Поэтому существует множество взаимодействий, в которые вступает кальций. Реакции со всеми неметаллами для него - обычное дело, ведь как восстановитель он очень силен.

1. При нормальных условиях легко реагирует с образованием соответствующих бинарных соединений с: галогенами, кислородом.
2. При нагревании: водород, азот, углерод, кремний, фосфор, бор, сера и прочие.
3. На открытом воздухе сразу взаимодействует с углекислым газом и кислородом, поэтому покрывается серым налетом.
4. С кислотами реагирует бурно, иногда с воспламенением.

Интересные свойства кальция проявляются, когда речь идет о нем в составе солей. Так, красивые пещерные вырастающие на потолке и стенах, это не что иное, как образовавшийся со временем из воды, углекислого газа и гидрокарбоната под влиянием процессов внутри подземных вод.

Учитывая, насколько металл активен в обычном состоянии, хранят его в лабораториях, как и щелочные. В темной стеклянной посуде, с плотно закрытой крышкой и под слоем керосина или парафина.

Качественная реакция на ион кальция - это окраска пламени в красивый, насыщенный кирпично-красный цвет. Также идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым выпадающим осадкам некоторых его солей (карбонат кальция, фторид, сульфат, фосфат, силикат, сульфит).

Соединения металла

Разновидности соединений металла следующие:

• оксид;
• гидроксид;
• соли кальция (средние, кислые, основные, двойные, комплексные).

Оксид кальция известен как СаО используется для создания строительного материала (извести). Если загасить оксид водой, то получится соответствующий гидроксид, проявляющий свойства щелочи.

Большое практическое значение имеют именно различные соли кальция, которые используются в разных отраслях хозяйства. Какие именно существуют соли, мы уже упоминали выше. Приведем примеры по типам этих соединений.

1. Средние соли - карбонат СаСО 3 , фосфат Са 3 (РО 4) 2 и другие.
2. Кислые - гидросульфат CaHSO 4 .
3. Основные - гидрокарбонат (СаОН) 3 PO 4 .
4. Комплексные - Cl 2.
5. Двойные - 5Ca(NO 3) 2 *NH 4 NO 3 *10H 2 O.

Именно в форме соединений данного класса кальций имеет значение для биологических систем, так как источником ионов для организма являются соли.

Биологическая роль

Чем же важен кальций для организма человека? Причин несколько.

1. Именно ионы этого элемента входят в состав межклеточного вещества и тканевой жидкости, участвуя в регуляции механизмов возбуждения, выработки гормонов и нейромедиаторов.
2. Кальций накапливается в костях, зубной эмали в количестве около 2,5% от общей массы тела. Это достаточно много и играет важную роль в укреплении этих структур, сохранении их прочности и устойчивости. Рост организма без этого невозможен.
3. Свертываемость крови также зависит от рассматриваемых ионов.
4. Входит в состав сердечной мышцы, участвуя в ее возбуждении и сокращении.
5. Является участником процессов экзоцитоза и других внутриклеточных изменений.

Если количество потребляемого кальция будет недостаточно, то возможно развитие таких заболеваний, как:

• рахит;
• остеопороз;
• заболевания крови.

Суточная норма для взрослого человека - 1000 мг, а для детей от 9 лет 1300 мг. Для того чтобы не допустить переизбыток этого элемента в организме, следует не превышать указанной дозы. В противном случае могут развиться заболевания кишечника.

Для всех остальных живых существ кальций не менее важен. Например, многие хоть и не имеют скелета, однако наружные средства укрепления их также являются образованиями этого металла. Среди них:

• моллюски;
• мидии и устрицы;
• губки;
• коралловые полипы.

Все они носят на своей спине или в принципе формируют в процессе жизнедеятельности некий наружный скелет, защищающий их от внешних воздействий и хищников. Основная составная часть его - соли кальция.

Позвоночные животные, как и человек, нуждаются в рассматриваемых ионах для нормального роста и развития и получают их с пищей.

Есть много вариантов, при помощи которых возможно восполнить недостающую норму элемента в организме. Лучше всего, конечно, естественные методы - продукты, содержащие нужный атом. Однако если это по каким-либо причинам недостаточно или невозможно, медицинский путь также приемлем.

Так, список продуктов, содержащих кальций, примерно такой:

• молочные и кисломолочные изделия;
• рыба;
• зелень;
• зерновые культуры (гречка, рис, выпечка из цельнозерновой муки);
• некоторые цитрусовые (апельсины, мандарины);
• бобовые;
• все орехи (особенно, миндаль и грецкие).

Если же на какие-то продукты аллергия или нельзя употреблять их по другой причине, то восполнить уровень нужного элемента в организме помогут кальций содержащие препараты.

Все они представляют собой соли этого металла, обладающие способностью легко усваиваться организмом, быстро всасываясь в кровь и кишечник. Среди них самыми популярными и используемыми являются следующие.

1. Хлорид кальция - раствор для инъекций или для приема внутрь взрослым и детям. Отличается концентрацией соли в составе, используется для "горячих уколов", поскольку вызывает именно такое ощущение при вкалывании. Есть формы с фруктовым соком для облегчения приема внутрь.
2. Выпускается как таблетками (0,25 или 0,5 г), так и растворами для внутривенных инъекций. Часто в виде таблеток содержит различные фруктовые добавки.
3. Лактат кальция - выпускается в таблетках по 0,5 г.