كالسيوم

الكالسيوم هو عنصر كيميائي رمزه Ca وعدده الذرّي 20 (ملاحظة 1) وهو ينتمي إلى الفلزّات القلوية الترابية، التي تقع في المجموعة الثانية للجدول الدوري للعناصر. يتميّز هذا الفلزّ بنشاطه الكيميائي، لذلك لا يوجد بشكله الحرّ في الطبيعة، إذ تتشكلّ طبقةٌ من الأكسيد والنتريد على سطحه عند تعرّضه للهواء. يشابه هذا العنصر في خواصه الكيميائية والفيزيائية خواصَ أقرانه الأثقل في مجموعة الفلزّات القلوية: السترونشيوم والباريوم. يعدّ الكالسيوم خامسَ العناصر الكيميائية من حيث الوفرة الطبيعية في القشرة الأرضية، وثالث الفلزّات من حيث ذلك الترتيب بعد الألومنيوم والحديد؛ وهو يوجد فيها غالباً على شكل مركّب كربونات الكالسيوم، الذي يدخل في تركيب الحجر الجيري؛ كما يوجد أيضاً على شكل مركّبات أخرى في معادن الجصّ (الجبس) والأنهيدريت والفلوريت والأباتيت، والتي تعدّ من الخامات الطبيعية للكالسيوم أيضاً.

سكانديوم → كالسيوم ← بوتاسيوم
Mg
↑
Ca
↓
Sr
20Ca
المظهر
رمادي باهت، فضي


الخطوط الطيفية للكالسيوم
الخواص العامة
الاسم، العدد، الرمز كالسيوم، 20، Ca
تصنيف العنصر فلز قلوي ترابي
المجموعة، الدورة، المستوى الفرعي 2، 4، s
الكتلة الذرية 40.078 غ·مول−1
توزيع إلكتروني Ar]; 4s2]
توزيع الإلكترونات لكل غلاف تكافؤ 2, 8, 8, 2 (صورة)
الخواص الفيزيائية
الطور صلب
الكثافة (عند درجة حرارة الغرفة) 1.55 غ·سم−3
كثافة السائل عند نقطة الانصهار 1.378 غ·سم−3
نقطة الانصهار 1115 ك، 842 °س، 1548 °ف
نقطة الغليان 1757 ك، 1484 °س، 2703 °ف
حرارة الانصهار 8.54 كيلوجول·مول−1
حرارة التبخر 154.7 كيلوجول·مول−1
السعة الحرارية (عند 25 °س) 25.929 جول·مول−1·كلفن−1
ضغط البخار
ض (باسكال) 1 10 100 1 كيلو 10 كيلو 100 كيلو
عند د.ح. (كلفن) 864 956 1071 1227 1443 1755
الخواص الذرية
أرقام الأكسدة +2, +1[1]
(أكاسيده قاعدية قوية)
الكهرسلبية 1.00 (مقياس باولنغ)
طاقات التأين الأول: 589.8 كيلوجول·مول−1
الثاني: 1145.4 كيلوجول·مول−1
الثالث: 4912.4 كيلوجول·مول−1
نصف قطر ذري 197 بيكومتر
نصف قطر تساهمي 10±176 بيكومتر
نصف قطر فان دير فالس 231 بيكومتر
خواص أخرى
البنية البلورية مكعب مركزي الوجه
المغناطيسية مغناطيسية معاكسة
مقاومة كهربائية 33.6 نانوأوم·متر (20 °س)
الناقلية الحرارية 201 واط·متر−1·كلفن−1 (300 كلفن)
التمدد الحراري 22.3 ميكرومتر·متر−1·كلفن−1 (25 °س)
سرعة الصوت (سلك رفيع) 3810 متر/ثانية (20 °س)
معامل يونغ 20 غيغاباسكال
معامل القص 7.4 غيغاباسكال
معامل الحجم 17 غيغاباسكال
نسبة بواسون 0.31
صلادة موس 1.75
صلادة برينل 167 ميغاباسكال
رقم CAS 7440-70-2
النظائر الأكثر ثباتاً
المقالة الرئيسية: نظائر الكالسيوم
النظائر الوفرة الطبيعية عمر النصف نمط الاضمحلال طاقة الاضمحلال MeV ناتج الاضمحلال
40Ca 96.941% 40Ca هو نظير مستقر وله 20 نيوترون
41Ca نادر 1.03×105 سنة ε - 41K
42Ca 0.647% 42Ca هو نظير مستقر وله 22 نيوترون
43Ca 0.135% 43Ca هو نظير مستقر وله 23 نيوترون
44Ca 2.086% 44Ca هو نظير مستقر وله 24 نيوترون
45Ca مصطنع 162.7 يوم β− 0.258 45Sc
46Ca 0.004% >2.8×1015 سنة β−β−  ? 46Ti
47Ca مصطنع 4.536 يوم β− 0.694, 1.99 47Sc
γ 1.297 -
48Ca 0.187% >4×1019 سنة β−β−  ? 48Ti

عُرفت كيمياء الكالسيوم بشكلٍ معمَّق منذ القرن التاسع عشر الميلادي، وذلك عندما تمكّن همفري ديفي سنة 1808 من عزل العنصر لأوّل مرّة بواسطة التحليل الكهربائي لأكسيده، وهو من أطلق عليه هذا الاسم، والذي اشتقّه من الكلمة اللاتينية «calx»، والتي تعني جير. ينتشر استخدام مركّبات الكالسيوم في العديد من التطبيقات الصناعية على نطاقٍ واسع تشمل الصناعات الغذائية والدوائية وصناعة الورق وغيرها من الصناعات الأخرى.

للكالسيوم أهمّية حيوية كبيرة، فهو أكثر الفلزّات وخامس العناصر الكيميائية من حيث الوفرة في جسم الإنسان. عندما يكون الكالسيوم على هيئة كهرل (إلكتروليت)، فهو يلعب دوراً حيوياً مهمّاً في العمليات والوظائف الفيزيولوجية والكيميائية الحيوية في الخلايا؛ وخاصّةً في مسارات توصيل الإشارة وفي إفراز النواقل العصبية من العصبونات وفي الجهد الغشائي وفي تقلّص العضلات؛ كما يدخل الكالسيوم أيضاً في تركيب العظام. يؤدي نقصه إلى اضطراب في الوظائف الحيوية وهشاشة العظام والأسنان وتقلص في العضلات. يوجد عدد من المصادر الغذائية الغنية بالكالسيوم مثل الحليب ومشتقاته، وكذلك في بعض المصدار النباتية مثل القرنبيط الأخضر.

التاريخ
أحد تماثيل عين غزال المصنوعة من الجص.

على الرغم من أنّ الكالسيوم لم يُعرَف على شكله العنصري إلّا في عصورٍ متأخّرة، إلّا أنّ مركّبات الكالسيوم عرفت قديماً منذ آلاف السنين؛[2] ولفترةٍ تصل قبل حوالي 7000 سنة.[3] فقد استخدم الجير منذ القدم في البناء؛[4] وكذلك في الزخرفة وصناعة التماثيل. يعود أقدم قمين استُخدِمَ في حرق الجير إلى حوالي 2500 سنة قبل الميلاد، والذي عُثرَ عليه في محلّة خفاجة في بلاد الرافدين (العراق حالياً)؛[5][6] وفي الفترة التاريخية ذاتها تقريباً استُخدمَ الجصّ في عمارة الهرم الأكبر ولاحقاً في بناء قبر توت عنخ آمون.

استَخدم سكّانُ روما القديمة مونة الجير المُستَحصلَة من تسخين الحجر الجيري في البناء،[2] وقد عزا فيتروفيو خفّة وزن الجير المستحصل بالمقارنة مع الحجر الجيري الأصلي إلى فقدان الماء بالتسخين؛ إلّا أنَ جوزيف بلاك بَيّن لاحقاً أنّ ذلك يعود إلى فقدان غاز ثنائي أكسيد الكربون، والذي لم يكن معروفاً للرومان آنذاك.[7] في سنة 1787 وأثناء دراسته وتصنيفه للعناصر، اعتقد أنطوان لافوازييه أنّه من المحتمل أن يكون الجير أكسيداً لأحد العناصر الكيميائية الأساسية.[8]

كان همفري ديفي أوّل من تمكّن من عزل عنصر الكالسيوم وذلك بالإضافة إلى مجانساته من العناصر الأخرى القريبة مثل المغنسيوم والسترونشيوم والباريوم وذلك سنة 1808 عن طريق التحليل الكهربائي للأكاسيد الموافقة. قام ديفي في تلك التجرية بوضع مزيجٍ من أكسيد الكالسيوم وثنائي أكسيد الزئبق على صفيحة من البلاتين، حيث أدّت دور المصعد في الخلية الكهركيميائية، في حين أنّ المهبط كان سلكاً مصنوعاً من البلاتين ومغموساً بشكل جزئي في الزئبق. أعطت التجربة ناتجاً من ملغمة الكالسيوم مع الزئبق، والتي أدّى تسخينها إلى تفكّكها والحصول على فلز الكالسيوم بشكله العنصري الحرّ لأوّل مرّة.[2][9] كانت هذه التجربة كافيةً للحصول على الكالسيوم على صعيد مخبري، إلّا أنّ طُرقَ الحصول عليه على صعيدٍ صناعي طُوّرت بعد ذلك بأكثر من قرنٍ من الزمان.[7]

الوفرة والإنتاج
مصاطب من ترسّبات الترافرتين في منطقة باموق قلعة التركية.

يحتلّ الكالسيوم المرتبة الخامسة من حيث الوفرة الطبيعية للعناصر الكيميائية في القشرة الأرضية، وباعتبار ترتيب الفلزّات فهو يأتي في المرتبة الثالثة بعد الألومنيوم والحديد؛[2] كما أنّه يدخل أيضاً في تركيب بنية القمر. يعدّ كربونات الكالسيوم أكثر خامات الكالسيوم انتشاراً، وهو يدخل في تركيب عددٍ من الكائنات البحرية مثل المرجان واللؤلؤ والأصداف. ربّما يعود انتشار توضّعات الحجر الجيري الرسوبية في القشرة الأرضية إلى كونها بقايا مستحاثات وأحافير الحياة البحرية في العصور الجيولوجية السحيقة. توجد تلك الرسوبيات على شكلين، وهما الكالسيت سداسي التبلور (الأكثر شيوعاً) والأراغونيت ذي النظام البلّوري المعيني القائم (أكثر انتشاراً في البحار المعتدلة). ينتمي إلى الصنف الأول كلٌّ من الخامات التالية: الحجر الجيري (الكلسي) والدولوميت والرخام والطبشور. من جهةٍ أخرى، توجد توضّعات الأراغونيت في الباهاماس وفي الجزر المرجانية المقابلة لولاية فلوريدا الأمريكية، وكذلك في حوض البحر الأحمر. من خامات الكالسيوم الهامّة أيضاً معدن الجصّ، وهو مكوّن من كبريتات الكالسيوم CaSO4·2H2O، وكذلك معدن البرينيت وهو من معادن السيليكات؛ بالإضافة إلى الأنهيدريت CaSO4، وكذلك معدن الفلوريت CaF2 والأباتيت Ca5(PO4)3F.[2]

تعدّ الصين من أكبر منتجي الكالسيوم في العالم (حوالي 10-12 ألف طنّ سنوياً)، بالإضافة إلى روسيا (6-8 آلاف طنّ سنوياً) والولايات المتحدة (2-4 آلاف طنّ سنوياً). أُنتِجَ سنة 2005 حوالي 24 ألف طنّ من الكالسيوم، واستُخدِم أكثرُ من نصفها في الولايات المتحدة؛[10] ولا تزال طريقةٌ محوّرةٌ من طريقة ديفي مستخدمةً في الصين وروسيا للحصول على فلزّ الكالسيوم، وذلك اعتماداً على مصهور كلوريد الكالسيوم.[10] وما يسهّل من العملية أنّ الكالسيوم أقلّ نشاطاً كيميائياً من السترونشيوم والباريوم على سبيل المثال، إذ تعمل طبقة الأكسيد والنتريد المتشكلّة على سطح فلزّ الكالسيوم على حمايته وجعله مستقرّاً في الهواء، كما تفي المعدّات والآليات القياسية بغرض المعالجة التقنية أثناء تعدين هذا الفلزّ.[11] أمّا في كندا والولايات المتحدة فيُستَحصل الكالسيوم من اختزال الجير بالألومنيوم عند درجات حرارةٍ مرتفعة.[10]

الدورة الجيوكيميائية

يدخل الكالسيوم في دورة حيوية جيولوجية كيميائية تعرف باسم دورة كربونات-سيليكات الجيوكيميائية، وهي صلة الوصل بين التغيّرات في بنية القشرة الأرضية والمناخ ودورة الكربون. في هذه الدورة تتعرّض الصخور الحاوية على الكالسيوم مثل الولاستونيت (CaSiO3، شكلٌ من سيليكات الكالسيوم) إلى عمليات تجوية من حمض الكربونيك (المتشكّل من غاز ثنائي أكسيد الكربون CO2 والماء H2O):

بذلك تتحرّر أيونات الكالسيوم Ca+2 إلى المسطّحات المائية؛ إلى أن تنتقل إلى المحيطات، حيث تتفاعل هناك مع أيونات البيكربونات، وهي إحدى مكوّنات الكربون اللاعضوية المنحلّة،[12] ليتشكّل الحجر الجيري (كربونات الكالسيوم CaCO3)، والذي يترسّب بدوره في القيعان لتتشكّل طبقة رسوبية جديدة:

عند الوسط القلوي الضعيف لـpH مياه البحر يتحوّل غاز CO2 عائداً إلى البيكربونات.

بالتالي فإنّ المحصّلة الإجمالية للتفاعلات هي انتقال جزيء واحد من CO2 من المحيطات/الغلاف الجوّي إلى غلاف الأرض الصخري؛[13] بعبارةٍ أخرى؛ فإنّ كلّ تحرّرٍ لأيون كالسيوم Ca+2 من عملية تجوية يوافق بالنهاية إزالة جزيءٍ واحدٍ من CO2 من الأنظمة والأغلفة السطحية (الغلاف الجوي والمائي) وتخزينه على شكل صخور كربونات رسوبية، الأمر الذي له كبيرُ الأثر على المناخ في المدى الطويل.[12][14]

تُغلَق الدورة عندما تحدث عملية حركة للصفيحات التكتونية في قيعان المحيطات، حيث تندفن ترسّبات الكربونات إلى طبقات أعمق وتحدث تحوّلات جيولوجية بطيئة تتضمّن إحداها تفاعل تغيّر الشكل مع ثنائي أكسيد السيليكون SiO2 ليعود تشكّل صخور السيليكات مجدّداً.

النظائر
المقالة الرئيسة: نظائر الكالسيوم

الكالسيوم الطبيعي هو مزيجٌ من خمسة نظائر مستقرّة وهي 40Ca و 42Ca و 43Ca و 44Ca و 46Ca؛ بالإضافة إلى وجود نظيرٍ شبه مستقرّ، وهو 48Ca، إذ أنهّ نظير يضمحل، ولكن نصف العمر له يبلغ 4.3 × 1019 سنة؛ وبذلك يكون الكالسيوم أوّل عنصر خفيف بستّةِ نظائر طبيعية متوفّرة.[15]

أكثر هذه النظائر وفرةً هو كالسيوم-40 40Ca بنسبةٍ تصل إلى 96.9%؛ وهو ينتج من عملية احتراق السيليكون من اندماج جسيمات ألفا، كما ينتج هذا النظير أيضاً من الاضمحلال البطيء للنويدة الابتدائية للنظير بوتاسيوم-40. يعدّ النظير الكالسيوم-40 أثقل نويدة مستقرة ذات عددٍ متساوٍ من البروتونات والنيوترونات. أمّا النظير الثاني للكالسيوم من حيث الوفرة فهو كالسيوم-44 44Ca، والذي تصل نسبة وفرته إلى 2.80%؛ في حين أنّ باقي النظائر نادرةٌ نسبياً، وتشكّل نسبة وفرة طبيعية أقلّ من 1%، وهي تنتج من عملية احتراق الأكسجين بالإضافة إلى احتراق السيليكون. ينتج النظير كالسيوم-40 غالباً من عملية التقاط النيوترون البطيئة الساخنة، لأنّ تشكّله يتطلّب دفقاً مرتفعاً من النيوترونات ليتمكّن النظير كالسيوم-45 قصير العمر من التقاط نيوترون. أمّا النظير كالسيوم-48 فيتشكّل من عملية التقاط إلكترون أثناء عملية التقاط النيوترون السريعة داخل المستعر الأعظم من النوع Ia، حيث يؤمّن وجودُ عددٍ كبيرٍ من النيوترونات مرتفعةِ الطاقة بقاءَه.[16][17]

يعدّ استقرار النظيرين كالسيوم-46 46Ca وكالسيوم-48 48Ca ملفتاً للانتباه نظراً للعدد الفائض من النيوترونات بالنسبة لعدد البروتونات (6 و 8 على الترتيب) وذلك مع اعتبار خفّة الوزن الذري للكالسيوم نسبياً. يعود سبب ذلك الاستقرار لأنّ أنوية تلك النظائر ذات عدد سحري مضاعف، ممّا يَحُولُ دونَ الاضمحلال؛ وبالتالي يكون الكالسيوم العنصر الوحيد الذي يمتلك نويدَتين ابتدائيّتَين ذواتي عددٍ سحريِ مضاعف، الأمر الذي يؤمّن الاستقرار. فالكالسيوم-48 على سبيل المثال يمتلك 20 بروتون و28 نيوترون، والتي تكون مرتّبة على شكل أغلفة مغلقة؛ بالتالي فإنّ حدوث اضمحلال بيتا إلى نظير السكانديوم-48 محظور، لذلك فإنّ الاضمحلال يكون وفق اضمحلال بيتا المضاعف إلى تظير التيتانيوم-48، وبذلك يكون أوّل نظيرٍ خفيفٍ يقوم بهذه العملية.[18]

كما هو الحال مع العناصر الأخرى، فإنّ عدداً من العمليات تغيّرُ من الوفرة الطبيعية لنظائر الكالسيوم؛[19] ومنها عملية التجزئة النظيرية لتلك النظائر وفق الكتلة أثناء ترسيب معادن الكالسيوم مثل الكالسيت والأراغونيت والأباتيت من المحاليل، إذ أن النظائر الأخفّ تكون مفضّلةً أثناء التشكّل، ممّا يترك المحاليل غنيةً بالنظائر الأثقل، ويُقدَّر ذلك التفاوت بتتبُّع نسبة النظيرين 44Ca/40Ca في العيّنات، وتقدّر نسبة التفاوت بحوالي 1%.[20]

الخواص الفيزيائية

الكالسيوم فلزٌّ فضّي اللون ينصهر عند 842 °س ويغلي عند 1494 °س، وهي قيم أعلى من نظيراتها من المغنسيوم والسترونشيوم، وهما العنصران المجاوران للكالسيوم في مجموعة الفلزّات القلوية الترابية. يتبلور الكالسيوم وفق نظام بلوري مكعب مركزي الوجه مثل السترونشيوم؛ فوق الدرجة 450 °س تتغيّر البنية البلّورية إلى نظامٍ سداسيٍّ متراصّ مثل المغنسيوم. تبلغ كثافة الكالسيوم 1.55 غ/سم3، وهي القيمة الأقلّ في مجموعته.

للكالسيوم صلادة أكبر من الرصاص، لكن يمكن قطعه بسكّين عند تطبيق جهد موافق؛ من جهةٍ أخرى فإنّ لهذا الفلزّ موصلية كهربائية أقلّ من نظيراتها في عنصري النحاس والألومنيوم؛[21] ولكنها نسبياً جيّدة بالشكل الكافي في وسط معزول عن الهواء، ممّا دفع البعض في التفكير باستخدامه في الفضاء الخارجي.[10]

الخواص الكيميائية

لذرّة الكالسيوم التوزيع الإلكتروني Ar]4s2]؛ وبما أنّ للكالسيوم اثنين من إلكترونات التكافؤ في الغلاف الإلكتروني الخارجي (غلاف التكافؤ)، فهو بالتالي ثنائي التكافؤ. يميل الكالسيوم بسهولة إلى التخلّي عن هذَين الإلكترونَين وتشكيل أيون الكالسيوم 2+Ca المستقرّ، الذي له بنية شبيهة ببنية أقرب عنصر نبيل في دورة الجدول الدوري، وهو عنصر الآرغون. لذلك فإنّ أغلب مركّبات الكالسيوم هي مركّبات أيونية والتي يكون فيها العنصر الفلزّي ثنائي التكافؤ.

نظرياً، فإنّه من الممكن الحصول على أيون كالسيوم أحادي التكافؤ، لكنّه حسابياً سرعانَ ما سيحصل عليه تفاعل عدم تناسب (تفاعل أكسدة-اختزال ذاتي)، الأمر الذي سيحوّله إلى أيون الكالسيوم ثنائي التكافؤ والكالسيوم الفلزي في شكله الحرّ. يعود عدم استقرار أيون الكالسيوم أحادي التكافؤ عملياً إلى أنّ الحرارة القياسية لتكوين المركّبات من النمط MX2 أعلى من المركّبات النظرية من النمط MX؛ إذ أنّ طاقة الشبكة البلورية المتوفّرة من وجود أيونات 2+Ca أعلى منها بالنسبة للأيون النظري +Ca.[22]

يشبه الكالسيوم في خواصه الكيميائية العناصر الأثقل في مجموعة الفلزّات القلوية الترابية: السترونشيوم والباريوم والراديوم. بالمقابل، فإنّ عنصري البيريليوم والمغنسيوم يختلفان عن بقيّة عناصر المجموعة، وهما في صفاتهما أقرب لفلزّي الألومنيوم والزنك على الترتيب، واللذان ينتميان إلى الفلزّات بعد الانتقالية، ولذلك السبب فإنّ البعض يجعل من التصنيف العملي للفلزات القلوية الترابية يبدأ من عنصر الكالسيوم؛[23][24] ولهذا فإنّ المقارَنات بين الكالسيوم وعناصر مجموعة الفلزات القلوية الترابية تكون عادةً مع السترونشيوم والباريوم أكثر منها مع المغنسيوم والبيريليوم.

بنية بوليميرية لأيون الكالسيوم المُمَيَّه
2+[Ca(H2O)6]، وذلك يبرز مقدرة الكالسيوم على امتلاك عدد تناسقي مرتفع.

يتفاعل الكالسيوم مع الماء بشدّة وبشكلٍ أسرع من المغنسيوم، لكنّه أبطأ من السترونشيوم، وينتج عن التفاعل هيدروكسيد الكالسيوم وغاز الهيدروجين. كما يتفاعل هذا الفلزّ بحالته العنصرية أيضاً مع الأكسجين والنتروجين في الهواء لتتشكّل عليه طبقةً من أكسيد الكالسيوم CaO ونتريد الكالسيوم Ca3N2.[15] لكن عندما يكون الكالسيوم بشكل مسحوقٍ ناعمٍ فإنّه يحترق بالهواء، في حين أنّ الكمّيات الأكبر تكون ذات نشاط كيميائي أقلّ نسبياً، ولكن الأمر يعتمد على الرطوبة النسبية، فعندما تكون أقل من 30% يكون النشاط الكيميائي ضعيفاً.[25] من جهةٍ أخرى، ينحلّ فلز الكالسيوم في الأمونيا السائلة ليعطي محلولاً ذا لون أزرق غامق.

بالإضافة إلى أكسيد الكالسيوم CaO، يشكّل الكالسيوم أيضاً مع الأكسجين مركّب بيروكسيد الكالسيوم CaO2، لكنّ الدلائل على وجود أكسيد فائق Ca(O2)2 ليست بكبيرة.[26] يعدّ هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)2 قاعدةً قويّة، لكنّها أضعف من هيدروكسيدات السترونشيوم والباريوم، وكذلك أضعف من هيدروكسيدات الفلزّات القلوية.[27] إنّ جميع الهاليدات الثنائية للكالسيوم معروفة (الفلوريد CaF2 والكلوريد CaCl2 والبروميد CaBr2 واليوديد CaI2)؛[28] بالإضافة إلى ذلك فإنّ كربونات الكالسيوم CaCO3 وكبريتات الكالسيوم CaSO4 هي مركّبات متوفّرة على شكل معادن منتشرة في الطبيعة.[29]

بسبب الحجم الكبير لأيون الكالسيوم 2+Ca فإنّ امتلاك الكالسيوم لعددٍ تناسقيٍّ كبير أمرٌ شائع، وهو يصل إلى 24 في بعض المركّبات بين الفلزّية مثل CaZn13.[30] يمكن أن يتعقّد الكالسيوم بسهولة من المُتَمَخلِبات الأكسجينية مثل EDTA ومركّبات متعدّدة الفوسفات (بولي فوسفات)، وهذا الأمر له أهمّية كبيرة في الكيمياء التحليلية ولإزالة أيونات الكالسيوم من المياه العَسِرَة. بغياب إعاقة فراغية فإنّ الكالسيوم يستطيع أن يشكّل معقّدات قوية، ولكن عند وجود حلقات ضخمة متعدّدة السنّ فإنّ المعقّدات تصبح أضعف وأقلّ ثباتية.

على الرغم من وجود الكالسيوم في نفس مجموعة المغنسيوم، إلّا أنّ المقدرة على تشكيل مركّبات عضوية فلزّية متباينة بينهما، فالأخير قادر على تشكيل مركّبات غرينيار، في حين أنّ الكالسيوم من النادر أن يشكّل مركبات عضوية فلزية، إذ أن مركّبات الكالسيوم العضوية أصعب تحضيراً وأقلّ استقراراً؛ رغم ذلك، فإنّها لا تزال محطّ أبحاث لاحتمال استخدامها في عمليات التحفيز.[31][32][33][34][35] من الأمثلة على مركّبات الكالسيوم العضوية معقّد ثنائي حلقي بنتاديينيد الكالسيوم Ca(C5H5)2، رغم أن إضافة مستبدل ميثيلي على حلقة البنتاديين يزيد من انحلالية وتطايرية والاستقرار الحركي للمعقّد.[36]

الدور الحيوي
المقالات الرئيسة: الكالسيوم في علم الأحياء واستقلاب الكالسيوم
توصيات الكالسيوم اليومية حسب العمر (من معهد الولايات المتحدة للطبّ)[37]
العمر مقدار الكالسيوم (ملغ/يوم)
1–3 سنوات 700
4–8 سنوات 1000
9–18 سنة 1300
19–50 سنة 1000
>51 سنة 1000
الحمل 1000
الإرضاع 1000

الوظيفة

الكالسيوم عنصرٌ أساسي يحتاج إليه الجسد بكمّيات كبيرة. يعمل الأيون Ca2+ ككهرل وهو أساسي لصحّة الأنظمة العضلية والدورانية والهضمية، ولا غنى عنه في تكوين العظام ويدعم تخليق ووظيفة الخلايا الدموية. على سبيل المثال، ينظّم الكالسيوم انقباض العضلات والنقل العصبي وتجلّط الدم. ونتيجةً لذلك تُنظَّم مستويات الكالسيوم داخل وخارج الخلية بإحكام بواسطة الجسد. يمكن للكالسيوم لعب هذه الأدوار لأنّ أيونات Ca2+ تشكّل معقّدات تناسقية مستقرّة مع العديد من المركّبات العضوية وبشكل خاص البروتينات، كما تشكّل مركّبات مع مجموعة متنوّعة من المركّبات القابلة للذوبان، وهذا يسمح بتكوين الهيكل العظمي.[38]

الكالسيوم فلز أساسي في تركيب العظام في جسد الإنسان والحيوان، وكذلك عنصر أساسي في تركيب الأسنان وسلامتها . بالنسبة للأم الحامل ينصح خبراء التغذية بأن تتعاطى مع الغذاء مالا يقل عن 1000 مليجرام (أي 1 جرام) من الكالسيوم أثناء الحمل وخلال السنة الأولى للرضاعة، حتى يتمتع الجنين وبعد ذلك الرضيع ببنية عظمية وأسنان سليمة . مراعاة هذا الشرط يمنع أن تفقد الأم أثناء الحمل من محتويات الكالسيوم التي في عظامها، فإن هذا يؤثر سلبا على صحتها وسلامتها في بقية حياتها . ذلك الحد لغذاء المرأة الحامل حددته هيئة طبية متخصصة DGE ، مكونة من أطباء وخبراء تغذية من البلاد المتحدثة باللغة الألمانية وهي ألمانيا والنمسا وسويسرا . تلك الهيئة تتقابل عدة مرات خلال السنة وتراجع ما جرى من أبحاث طبية في شأن ما، وتعدل على أساس المستجدات مستوى تواجد عنصر ما في غذاء الإنسان .

كذلك تهتم الهيئة DGE باحتياج الأطفال المتزايد للكالسيوم قبل وخلال فترة البلوغ، حيث ينمو جسم الطفل بطريقة سريعة . ولكن الكثير من المواد الغذائية غنية بالكالسيوم، مثل: الحليب ومنتجات الحليب كالجبن والزبادي، وفي الخبز المصنوع من الدقيق الكامل (يحتوي على النخالة) ، و في الخضروات والفاكهة وفي الأسماك والبيض، ومهم هنا تنويع الغذاء بحيث تضمن الأم حصول الطفل على ما يحتاجه من الكالسيوم عن طريق تنويع الغذاء.

توجد في تلك المواد الغذائية المذكورة أعلاه عناصر أخري مهمه لتركيب جسم الإنسان وتحافظ على سلامته، ونذكر هنا على سبيل المثال : عناصر الحديد واليود، والماغنسيوم، وحمض الفوليك، والفيتامينات .

نلاحظ في الجدول المأخوذ عن معهد الولايات المتحدة للطب أن احتياج الأطفال بين سن 9 - 18 إلى الكالسيوم بنسبة أكبر من الصغار والكبار، فاحتياجهم اليومي يصل إلى 1300 مليجرام من الكالسيوم . هذا يتوافق مع بيانات هيئة الأوربية . كما نلاحظ أن احتياج كبار السن لا يقل عن 1000 مليجرام من الكالسيوم في اليوم، هذا حتى لا يحدث لهم تلين العظام في الكبر.

الارتباط

يمكن أن تشكّل أيونات الكالسيوم معقّدات مع البروتين عبر الارتباط بمجموعات الكربوكسيل الخاصّة بوحدات حمض الجلوتاميك وحمض الأسبارتيك، أو عبر التآثر مع وحدات السيرين، التيروسين أو الثريونين المفسفرة، أو عبر التمخلب بواسطة وحدات الأحماض الأمينية المكرسلة-γ. يستخدم التريبسين -وهوإنزيم هضمي- الطريقة الأولى، في حين يستخدم الأوستيوكالسين - وهو بروتين في مطرس العظام- الطريقة الثالثة. أمّا بعض بروتينات مطرس العظام الأخرى مثل أوستيوبونتين وسيالوبروتين العظم تستخدم كلا الطريقتين الأولى والثانية. إن التنشيط المباشر للإنزيمات عبر الارتباط بالكالسيوم أمرٌ شائع، وبعض الإنزيمات الأخرى تُنشَّط بواسطة ترابط غير تساهمي مع إنزيمات مرتبطة مباشرة بالكالسيوم. يرتبط الكالسيوم كذلك بغشاء الخلية الفوسفولبيدي، مثبّتاً البروتينات المرتبطة بسطح الخلية.

الذوبانية
التناول العالمي للكالسيوم لدى البالغين (ملغ/يوم)[39]
  <400
  400–500
  500–600
  600–700
  700–800
  800–900
  900–1000
  >1000

يعتبر مركّب فوسفات أحادي الكالسيوم مرتفع الذوبانية في الماء أحد الأمثلة على المجال الواسع لذوبانية مركّبات الكالسيوم، ويكون حوالي 85% من الكالسيوم خارج الخلوي على شكل فوسفات ثنائي الكالسيوم مع ذوبانية تقدّر بـ 2.0 ميلي مول؛ بالمقابل فإنّ هيدروكسيل أباتيت العظام في المطرس العضوي هو فوسفات ثلاثي الكالسيوم وتقدّر ذوبانيته بـ 100 ميكرو مول.

التنظيم الهرموني لتكوين العظام

يعزّز الهرمون الدرقي وفيتامين دي تكوين العظام عبر السماح بتحسين ترسيب أيونات الكالسيوم فيها، ما يسمح بتخليقٍ سريعٍ للعظام من دون التأثير على كتلة العظم ومحتوى الملح. حين تنخفض مستويات الكالسيوم في البلازما، تُنشَّط مستقبلات سطح الخلية ويحدث إفراز الهرمون الدرقي الذي يعمل على تحفيز دخول الكالسيوم إلى بلازما الدم عبر أخذها من خلايا الكلية والأمعاء والعظام المستهدفة. إن عمل الهرمون الدرقي في تحفيز تكوين العظام يعاكسه عمل الكالسيتونين الذي يزيد إفرازه عند تزايد مستويات الكالسيوم في البلازما.

مستويات غير طبيعية بالبلازما

قد يسبب التناول الفائض للكالسيوم حدوث فرط كالسيوم الدم. وبما أنّ امتصاص الأمعاء له غير فعال، فعلى الأرجح يمكن أن يحدث ارتفاع الكالسيوم في البلازما بسبب الإفراز المفرط للهرمون الدرقي، أو ربما بالتناول المفرط لفيتامين دي، وكلاهما يُسهِّل عملية امتصاص الكالسيوم. يمكن أن يحدث كذلك بسبب تخرّب العظام الذي يحدث عند انبثاث الأورام داخل العظام. جميع هذه الظروف ينتج عنها ترسيب أملاح الكالسيوم الفائضة في القلب أو الأوعية الدموية أو الكلى. تشمل أعراض فرط كالسيوم الدم فقدان الشهية وغثيان وتقيؤ وفقدان الذاكرة والارتباك وضعف العضلات وزيادة التبوّل وتجفاف وأمراض العظام الأيضية. يقود فرط كالسيوم الدم المزمن عادةً إلى تكلّس النسيج اللين وهو مرض خطير: على سبيل المثال، يمكن أن يسبّب التكلّس فقدان مرونة الجدران الوعائية واضطراباً في تدفّق الدمّ الصفيحي، ومنه إلى تمزّق الصفائح الدموية وحدوث الخثار. من جهةٍ أخرى، فإنّ تناول الكالسيوم أو فيتامين دي غير الكافي قد ينتج عنه نقص كالسيوم الدم الذي يسبّبه عادةَ الإفراز غير الكافي للهرمون الدرقي أو المستقبلات الخلوية الخاصّة به. تشمل الأعراض استثارة الأعصاب العضلية، والتي يُحتمل أن تسبّب التكزز واضطراباً في الموصلية داخل النسيج القلبي.

مرض العظام

للكالسيوم دور كبير في تخليق العظام، والعديد من أمراض العظام يمكن أن ترجع إلى مشاكل في مطرسها العضوي أو هيدروكسيل أباتيت في البنية أو التنظيم الجزيئي للمطرس. على سبيل المثال: هشاشة العظام هي انخفاض في محتوى ملح الكالسيوم في العظم لكل وحدة حجم، ويمكن أن تُعالج بواسطة مكمّلات الكالسيوم وفيتامين دي وبيسفوسفونات. مكمّلات الكالسيوم يمكن أن ترفع لبيدات البلازما لدى النساء اللاتي تجاوزن سن اليأس وكذلك الرجال كبار السن، بعد سن اليأس يظهر أن تناول النساء لمكمّلات الكالسيوم له علاقة مترابطة بالأمراض الوعائية القلبية. كما أنّ تناول كمّيات غير كافية من الكالسيوم والفيتامين دي وربما الفوسفات يمكن أن تقود إلى تلين العظام.

المصادر الغذائية

جدول بمحتوى الكالسيوم (بالميليغرام) في الأطعمة لكل 100 غ.[40]

طعام، كالسيوم لكل 100غ
بارميجيانو (جبن) = 1140 ملغ
حليب مجفف = 909 ملغ
جبن الماعز الصلب = 895 ملغ
جبنة تشيدر = 720 ملغ
عجينة الطحينة = 427 ملغ
دبس السكر = 273 ملغ
لوز = 234 ملغ
كرنب أخضر = 232 ملغ
كرنب أجعد = 150 ملغ
طعام، كالسيوم لكل 100غ
حليب الماعز = 134 ملغ
بذور السمسم (غير مقشرة) = 125 ملغ
حليب البقر خالي من الدهون = 122 ملغ
زبادي الحليب كامل الدسم = 121 ملغ
بندق = 114 ملغ
توفو طري = 114 ملغ
شمندر أحمر = 114 ملغ
سبانخ = 99 ملغ
ريكوتا (جبن حليب منزوع الدسم) = 90 ملغ
طعام، كالسيوم لكل 100غ
عدس = 79 ملغ
حمص شائع = 53 ملغ
بيض مغلى = 50 ملغ
برتقال = 40 ملغ
حليب بشري = 33 ملغ
أرز أبيض طويل البذرة = 19 ملغ
لحم بقر = 12 ملغ
سمك القد = 11 ملغ

الاستخدامات
المقالة الرئيسة: مكملات الكالسيوم
كالسيوم
المخاطر
رمز الخطر وفق GHS
وصف الخطر وفق GHS خطر
بيانات الخطر وفق GHS H261
بيانات وقائية وفق GHS P231+232, P422[41]
NFPA 704

3
0
1
 

الاستخدام الأكبر للكالسيوم المعدني هو في إنتاج الصلب بسبب ألفته الكيميائية القوية للأكسجين والكبريت. حين يتشكّل أكسيده وكبريتيده، واللذان يخرجان مع الخبث أثناء صناعة الفولاذ، ولكن قد تتبقى نسبة قليلة من هذه الشوائب والتي تتشتّت عبر الصلب وتصبح صغيرة وكروية، وهذا يحسّن قابلية الصب والنقاء وخصائصًا ميكانيكيةً عامة.

يُستخدَم الكالسيوم كذلك في بطاريات السيارات التي لا تحتاج صيانة، والتي يُؤدي فيها استخدام 0.1% من سبيكة الكالسيوم-رصاص بدلاً من سبائك إثمد-رصاص المعتادة إلى فقدانٍ أقلٍّ للماء وتفريغ شحنة ذاتي أقل. بسبب خطر التمدد والتشقق، عادةً ما يضاف الألومنيوم إلى هذه السبائك. تُستخدم سبائك الرصاص-كالسيوم هذه في صبّ واستبدال سبائك الرصاص-إثمد.[42] يُستخدم الكالسيوم أيضا في تقوية سبائك الألومنيوم المستخدمة في الدعامات، وفي التحكّم بالكربون الغرافيتي في حديد الزهر، ولنزع شوائب البزموت من الرصاص. يتواجد معدن الكالسيوم في منظّفات المصارف، حيث يعمل على توليد الحرارة وهيدروكسيد الكالسيوم اللذين يصبِّنان الدهون ويُسيِّلان البروتينات (كتلك الموجودة في الشعر) التي تسدّ المصارف. فضلاً عن علم الفلزات، تُستغلّ تفاعلية الكالسيوم لإزالة النتروجين من غاز الآرغون عالي النقاء وكمستأصل لغازي الأكسجين والنتروجين. ويُستخدم كذلك كمختزل في إنتاج الكروم، الزركونيوم، الثوريوم واليورانيوم. يمكن أن يُستخدم أيضاً لتخزين غاز الهيدروجين، لأنه يتفاعل مع الهيدروجين لتشكيل هيدريد الكالسيوم الصلب، الذي يمكن استخراج الهيدروجين منه بسهولة.

مضادة حموضة بالكالسيوم.

قادت التجزئة النظائرية للكالسيوم أثناء تكوّن المعدن إلى العديد من التطبيقات لنظائر الكالسيوم، وبشكل خاص ملاحظة سكولان وديباولو سنة 1997:[43] معادن الكالسيوم أخفّ نظائرياً من المحاليل التي تترشّح منها هذه المعادن، وهي أساس تطبيقات تماثلية في الطب وفي علم المحيطات القديمة. لدى الحيوانات ذات الهياكل العظمية المتمعدنة بالكالسيوم، يعكس تركيب الكالسيوم النظائري للنسيج الليّن المعدّل النسبي لتكوين وانحلال معدن الهيكل العظمي. لدى البشر، أظهرت التغيُّرات في تركيب الكالسيوم النظائري للبول أنّ لها علاقة بتغيّرات توازن معدن العظام. حين يتجاوز معدّل تكوّن العظام معدّل إعادة امتصاص الكالسيوم من العظام، تزداد نسبة 44Ca/40Ca في النسيج اللين والعكس بالعكس. بسبب هذه العلاقة، قياسات نظائر الكالسيوم في البول أو الدم مفيدة للتحديد المبكّر لأمراض أيض العظام مثل هشاشة العظام.[44] يوجد نظام مماثل في ماء البحر، حيث تميل نسبة 44Ca/40Ca إلى الارتفاع حين تتجاوز إزالة Ca2+ عبر ترسّب المعادن معدّل إضافة كالسيوم جديد في المحيط. في سنة 1997، قدّم سكولان وديباولو أوّل دليل على تغيّر نسبة 44Ca/40Ca الخاصّة بماء البحر عبر الزمن الجيولوجي، جنباً إلى جنب مع تفسير نظري لهذه التغيّرات. أكّدت أوراق بحثية حديثة لاحقة هذه الملاحظة، مبرهنةً أنّ تركيز ماء البحر من Ca2+ ليس ثابتاً، وأنّ المحيط لا يكون أبدا في حالة ثابتة اتجاه مدخلات ومخرجات الكالسيوم. ولهذا مقتضيات مناخية مهمة، لكون دورة الكالسيوم البحرية ذات صلة وثيقة بدورة الكربون.[45][46]

تُستخدم العديد من مركّبات الكالسيوم في الطعام، كمستحضرات صيدلانية، وفي الطب ومجالات أخرى. على سبيل المثال يضاف الكالسيوم والفسفور إلى الطعام عبر إضافة لاكتات الكالسيوم، بيروفوسفات الكالسيوم وفوسفات ثلاثي الكالسيوم. يُستخدَم الأخير كذلك كعامل تلميع في معجون الأسنان ومضادات الحموضة. لاكتوبيونيك الكالسيوم مسحوق أبيض يُستخدم كعامل تعليق في المستحضرات الصيدلانية. في الخَبز يُستخدم فوسفات أحادي الكالسيوم كعامل تخمير. يُستخدم كبريتيت الكالسيوم كمبيِّضٍ في إنتاج الأوراق وكمطهر، تُستخدم سيليكات الكالسيوم كعامل تقوية في المطاط، وأسيتات الكالسيوم هو مكون في تركيب القلفونية ويُستخدم لإنتاج الصابون المعدني وفي صناعة الصمغ.

المخاطر

فلز الكالسيوم

يتفاعل الكالسيوم بشكل طارد للحرارة مع الماء، حتى أنه يتآثر مع الرطوبة الجسمية ممّا ينتج عنه تهييجات وأكّالة وحادّة. يحدث نفس التأثير عند ابتلاع الكالسيوم على الفم والمريء والمعدة، ويمكن أن يكون قاتلاً.[47] لكن، لا يُعرف إن كان للتعرّض طويل المدى لفلزّ الكالسيوم تأثيرات ضارّة محدّدة.[48]

الكالسيوم في الطعام

بسبب دواعي قلق من التأثيرات الجانبية الضارّة طويلة المدى للكالسيوم بما في ذلك تكلس الشرايين، حدّد كلّ من معهد الولايات المتحدة للطبّ والهيئة الأوروبية لسلامة الأغذية معدّلات التناول الأقصى المحتملة (ULs) للكالسيوم المتحصّل عليها من الحمية الغذائية والمكمّلات. حدّد المعهد الطبي الأمريكي، للأشخاص بين 9-18 سنة معدّلاً أقصى لا يتجاوز 3 غ/يوم، وللأشخاص بين 19-50 سنة 2.5 غ/يوم، أمّا فوق 50 سنة فلا يجب تتجاوز 2 غ/يوم.[49] أمّا الهيئة الأوروبية فحدّدت المعدّل الأقصى للبالغين بـ 2.5 غ/يوم، وقرّرت أنّ المعلومات لم تكن كافية لتحديده بالنسبة للأطفال والمراهقين.[50]

طالع أيضاً

هوامش
  • ملاحظة 1 بشكل غير رسمي وفي بعض القواميس يطلق على عنصر الكالسيوم أحياناً تسمية «العنصر العشرون»؛ [51] ويرمز له «كا».[52]

مراجع
  1. Krieck, Sven؛ Görls, Helmar؛ Westerhausen, Matthias (2010)، "Mechanistic Elucidation of the Formation of the Inverse Ca(I) Sandwich Complex [(thf)3Ca(μ-C6H3-1,3,5-Ph3)Ca(thf)3] and Stability of Aryl-Substituted Phenylcalcium Complexes"، Journal of the American Chemical Society، 132 (35): 100818110534020، doi:10.1021/ja105534w، PMID 20718434.
  2. Greenwood and Earnshaw, p. 108
  3. Garfinkel, Yosef (1987)، "Burnt Lime Products and Social Implications in the Pre-Pottery Neolithic B Villages of the Near East"، Paléorient، 13 (1): 69–76، doi:10.3406/paleo.1987.4417، JSTOR 41492234.
  4. Miller, M. Michael، "Commodity report:Lime" (PDF)، United States Geological Survey، مؤرشف من الأصل (PDF) في 8 يوليو 2017، اطلع عليه بتاريخ 06 مارس 2012.
  5. Williams (2004)، Lime Kilns and Lime Burning، ص. 4، ISBN 978-0-7478-0596-0، مؤرشف من الأصل في 21 مارس 2020، اطلع عليه بتاريخ أغسطس 2020. {{استشهاد بكتاب}}: تحقق من التاريخ في: |تاريخ الوصول= (مساعدة)
  6. Oates (01 يوليو 2008)، Lime and Limestone: Chemistry and Technology, Production and Uses، ISBN 978-3-527-61201-7، مؤرشف من الأصل في 1 سبتمبر 2019.
  7. Weeks, Mary Elvira؛ Leichester, Henry M. (1968)، Discovery of the Elements، Easton, PA: Journal of Chemical Education، ص. 505–10، ISBN 978-0-7661-3872-8، LCCN 68-15217.
  8. page 218 of: Lavoisier with Robert Kerr, trans., Elements of Chemistry, 4th ed. (Edinburgh, Scotland: William Creech, 1799). (The original passage appears in: Lavoisier, Traité Élémentaire de Chimie, (Paris, France: Cuchet, 1789), vol. 1, p. 174.) نسخة محفوظة 31 مارس 2017 على موقع واي باك مشين.
  9. Davy (1808)، "Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia"، Philosophical Transactions of the Royal Society of London، 98: 333–70، doi:10.1098/rstl.1808.0023، مؤرشف من الأصل في 17 ديسمبر 2019.
  10. Hluchan and Pomerantz, p. 484
  11. Greenwood and Earnshaw, p. 110
  12. Berner (2003)، "The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition"، Nature، 426 (6964): 323–326، Bibcode:2003Natur.426..323B، doi:10.1038/nature02131، PMID 14628061.
  13. Zeebe (2006)، "Marine carbonate chemistry"، National Council for Science and the Environment، مؤرشف من الأصل في 3 سبتمبر 2011، اطلع عليه بتاريخ 13 مارس 2010.
  14. Walker, James C. G.؛ Hays؛ Kasting (20 أكتوبر 1981)، "A negative feedback mechanism for the long-term stabilization of Earth's surface temperature"، Journal of Geophysical Research: Oceans (باللغة الإنجليزية)، 86 (C10): 9776–9782، Bibcode:1981JGR....86.9776W، doi:10.1029/JC086iC10p09776، ISSN 2156-2202.
  15. C. R. Hammond The elements (p. 4–35) in Lide, D. R., المحرر (2005)، CRC Handbook of Chemistry and Physics (ط. 86th)، Boca Raton (FL): CRC Press، ISBN 0-8493-0486-5
  16. Cameron (1973)، "Abundance of the Elements in the Solar System" (PDF)، Space Science Reviews، 15 (1): 121–146، Bibcode:1973SSRv...15..121C، doi:10.1007/BF00172440، مؤرشف من الأصل (PDF) في 28 ديسمبر 2016.
  17. Clayton, Donald (2003)، Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium، Cambridge University Press، ص. 184–198، ISBN 9780521530835، مؤرشف من الأصل في 24 أغسطس 2022.{{استشهاد بكتاب}}: صيانة CS1: التاريخ والسنة (link)
  18. Arnold؛ وآخرون (NEMO-3 Collaboration) (2016)، "Measurement of the double-beta decay half-life and search for the neutrinoless double-beta decay of 48Ca with the NEMO-3 detector"، Physical Review D، 93 (11): 112008، arXiv:1604.01710، Bibcode:2016PhRvD..93k2008A، doi:10.1103/PhysRevD.93.112008.
  19. Russell؛ Papanastassiou؛ Tombrello (1978)، "Ca isotope fractionation on the earth and other solar system materials"، Geochim Cosmochim Acta، 42 (8): 1075–90، Bibcode:1978GeCoA..42.1075R، doi:10.1016/0016-7037(78)90105-9.
  20. Skulan؛ Depaolo (1999)، "Calcium isotope fractionation between soft and mineralized tissues as a monitor of calcium use in vertebrates"، Proc Natl Acad Sci USA، 96 (24): 13709–13، Bibcode:1999PNAS...9613709S، doi:10.1073/pnas.96.24.13709، PMC 24129، PMID 10570137.
  21. Ropp (31 ديسمبر 2012)، Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds، ص. 12–5، ISBN 978-0-444-59553-9، مؤرشف من الأصل في 3 يناير 2014.
  22. Greenwood and Earnshaw, pp. 112–3
  23. Parish, R. V. (1977)، The Metallic Elements، London: Longman، ص. 34، ISBN 978-0-582-44278-8، مؤرشف من الأصل في 28 سبتمبر 2021.{{استشهاد بكتاب}}: صيانة CS1: التاريخ والسنة (link)
  24. Fukuma, Chihito (2013)، 福間の無機化学の講義　三訂版 (باللغة اليابانية)، 株式会社 旺文社، ص. 126، ISBN 9784010340172.
  25. Hluchan and Pomerantz, p. 483
  26. Greenwood and Earnshaw, p. 119
  27. Greenwood and Earnshaw, p. 121
  28. Greenwood and Earnshaw, p. 117
  29. Greenwood and Earnshaw, pp. 122–5
  30. Greenwood and Earnshaw, p. 115
  31. Harder؛ Feil؛ Knoll (2001)، "Novel Calcium Half-Sandwich Complexes for the Living and Stereoselective Polymerization of Styrene"، Angew. Chem. Int. Ed.، 40: 4261–4264، doi:10.1002/1521-3773(20011119)40 (غير نشط 20 أغسطس 2019).{{استشهاد بدورية محكمة}}: صيانة CS1: وصلة دوي غير نشطة منذ 2019 (link)
  32. Crimmin؛ Casely؛ Hill (2005)، "Calcium-Mediated Intramolecular Hydroamination Catalysis"، Journal of the American Chemical Society، 127 (7): 2042–2043، doi:10.1021/ja043576n، PMID 15713071.
  33. Jenter؛ Köppe؛ Roesky (2011)، "2,5-Bis{N-(2,6-diisopropylphenyl)iminomethyl}pyrrolyl Complexes of the Heavy Alkaline Earth Metals: Synthesis, Structures, and Hydroamination Catalysis"، Organometallics، 30 (6): 1404–1413، doi:10.1021/om100937c.
  34. Arrowsmith؛ Crimmin؛ Barrett؛ Hill؛ Kociok-Köhn؛ Procopiou (2011)، "Cation Charge Density and Precatalyst Selection in Group 2-Catalyzed Aminoalkene Hydroamination"، Organometallics، 30 (6): 1493–1506، doi:10.1021/om101063m.
  35. Penafiel؛ Maron؛ Harder (2014)، "Early Main Group Metal Catalysis: How Important is the Metal?"، Angew. Chem. Int. Ed.، 54 (1): 201–206، doi:10.1002/anie.201408814، PMID 25376952.
  36. Greenwood and Earnshaw, pp. 136–7
  37. Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium؛ Ross؛ Taylor؛ Yaktine؛ Del Valle (2011)، Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D, Chapter 5 Dietary Reference Intakes pages 345-402، Washington, D.C: National Academies Press، doi:10.17226/13050، ISBN 978-0-309-16394-1، PMID 21796828، مؤرشف من الأصل في 7 ديسمبر 2019.
  38. Hluchan and Pomerantz, pp. 489–94
  39. "Global dietary calcium intake among adults: a systematic review"، Osteoporosis International، 28 (12): 3315–3324، ديسمبر 2017، doi:10.1007/s00198-017-4230-x، PMC 5684325، PMID 29026938.
  40. "Food Composition Databases Show Nutrients List"، USDA Food Composition Databases، United States Department of Agriculture: Agricultural Research Service، مؤرشف من الأصل في 09 مارس 2020، اطلع عليه بتاريخ 29 نوفمبر 2017.
  41. "Calcium turnings, 99% trace metals basis"، Sigma-Aldrich، مؤرشف من الأصل في 31 أغسطس 2019، اطلع عليه بتاريخ 11 يناير 2019.
  42. Hluchan and Pomerantz, pp. 485–7
  43. Skulan؛ Depaolo؛ Owens (يونيو 1997)، "Biological control of calcium isotopic abundances in the global calcium cycle"، Geochimica et Cosmochimica Acta، 61 (12): 2505–10، Bibcode:1997GeCoA..61.2505S، doi:10.1016/S0016-7037(97)00047-1.
  44. Skulan؛ Bullen؛ Anbar؛ Puzas؛ Shackelford؛ Leblanc؛ Smith (2007)، "Natural calcium isotopic composition of urine as a marker of bone mineral balance" (PDF)، Clinical Chemistry، 53 (6): 1155–1158، doi:10.1373/clinchem.2006.080143، PMID 17463176، مؤرشف من الأصل في 22 نوفمبر 2011.
  45. Fantle؛ Depaolo (2007)، "Ca isotopes in carbonate sediment and pore fluid from ODP Site 807A: The Ca2+(aq)–calcite equilibrium fractionation factor and calcite recrystallization rates in Pleistocene sediments"، Geochim Cosmochim Acta، 71 (10): 2524–2546، Bibcode:2007GeCoA..71.2524F، doi:10.1016/j.gca.2007.03.006.
  46. Griffith؛ Paytan؛ Caldeira؛ Bullen؛ Thomas (2008)، "A Dynamic marine calcium cycle during the past 28 million years"، Science، 322 (12): 1671–1674، Bibcode:2008Sci...322.1671G، doi:10.1126/science.1163614، PMID 19074345.
  47. Rumack BH. POISINDEX. Information System Micromedex, Inc., Englewood, CO, 2010; CCIS Volume 143. Hall AH and Rumack BH (Eds)
  48. Hluchan and Pomerantz, pp. 487–9
  49. Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium؛ Ross؛ Taylor؛ Yaktine؛ Del Valle (2011)، Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D, Chapter 6 Tolerable Upper Intake Levels pages 403–456، Washington, D.C: National Academies Press، doi:10.17226/13050، ISBN 978-0-309-16394-1، PMID 21796828، مؤرشف من الأصل في 31 أغسطس 2019.
  50. Tolerable Upper Intake Levels For Vitamins And Minerals (PDF)، European Food Safety Authority، 2006، مؤرشف من الأصل (PDF) في 15 أكتوبر 2019
  51. "calcium وفق المعجم الطبي الموحد"، مكتبة لبنان ناشرون، مؤرشف من الأصل في 8 نوفمبر 2019، اطلع عليه بتاريخ 11/2019. {{استشهاد ويب}}: تحقق من التاريخ في: |تاريخ الوصول= (مساعدة)
  52. "قاموس ثورندايك"، مكتبة لبنان ناشرون، مؤرشف من الأصل في 11 نوفمبر 2019، اطلع عليه بتاريخ 11/2019. {{استشهاد ويب}}: تحقق من التاريخ في: |تاريخ الوصول= (مساعدة)

وصلات خارجية
  • بوابة العناصر الكيميائية
  • بوابة الكيمياء
  • بوابة صيدلة
  • بوابة طب

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.