Биологическая роль кальция

 

Кафедра неорганической химии

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Реферат

На тему: «Биологическая роль кальция»

 

 

 

 

 

 

Подготовила студентка 4 группы

.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержание

 

Введение 3

История и происхождение названия 4

Нахождение в природе 4

Получение 6

Физические свойства 6

Химические свойства 6

Применение металлического кальция 9

Применение соединений кальция 9

Биологическая роль 11

Вывод 14

Список литературы 15

 

 

Введение

 

Кальций — элемент главной подгруппы  второй группы, четвёртого периода  периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным  номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Простое вещество кальций (CAS-номер: 7440-70-2) — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

Несмотря  на повсеместную распространенность элемента №20, даже химики и то не все видели элементарный кальций. А ведь этот металл и внешне и по поведению совсем непохож на щелочные металлы, общение  с которыми чревато опасностью пожаров  и ожогов. Его можно спокойно хранить  на воздухе, он не воспламеняется от воды. Механические свойства элементарного  кальция не делают его «белой вороной» в семье металлов: по прочности  и твердости кальций превосходит  многие из них; его можно обтачивать на токарном станке, вытягивать в проволоку, ковать, прессовать.

И все-таки в качестве конструкционного материала  элементарный кальций почти не применяется. Для этого он слишком активен. Кальций легко реагирует с  кислородом, серой, галогенами. Даже с  азотом и водородом при определенных условиях он вступает в реакции. Среда  окислов углерода, инертная для большинства  металлов, для кальция – агрессивная. Он сгорает в атмосфере CO и CO₂.

 

 

История и происхождение названия

 

Название  элемента происходит от лат. calx (в родительном  падеже calcis) — «известь», «мягкий  камень». Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза получалась амальгама кальция. Отогнав из нее ртуть, Дэви получил металл, названный кальцием.

Соединения  кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт  обжига известняка) применялись в  строительном деле уже несколько  тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века химики считали известь  простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём —  вещества сложные.

 

Нахождение в природе

 

Из-за высокой  химической активности кальций в  свободном виде в природе не встречается.

На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа).

Изотопы. Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, среди которых наиболее распространённый — 40Ca — составляет 96,97 %.

Из шести  природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый  тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно  обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×1019 лет.

В горных породах и минералах. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al2Si2O8].

В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.

Довольно  широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO₃, ангидрит CaSO₄, алебастр CaSO₄·0.5H₂O и гипс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, апатиты Ca₅(PO4)₃(F,Cl,OH), доломит MgCO₃·CaCO₃. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.

Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных  геохимических системах, образует 385 минералов (четвертое место по числу  минералов).

Миграция в земной коре. В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната:

 

СаСО₃ + H₂O + CO₂ ↔ Са (НСО₃)₂ ↔ Ca₂+ + 2HCO₃-

 

(равновесие  смещается влево или вправо  в зависимости от концентрации  углекислого газа).

Биогенная миграция. В биосфере соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксиапатит Ca5(PO4)3OH, или, в другой записи, 3Ca₃(PO₄)₂·Са(OH)₂ — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

 

Получение

 

Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl₂ (75-80 %) и KCl или из CaCl₂ и CaF₂, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170—1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl₂O₄ + 3Ca.

 

Физические свойства

 

Металл  кальций существует в двух аллотропных  модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия ΔH0 перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

 

Химические свойства

 

Кальций — типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует  с кислородом, углекислым газом и  влагой воздуха, из-за чего поверхность  металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории  кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

В ряду стандартных  потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный  потенциал пары Ca₂+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

 

Ca + 2Н₂О = Ca(ОН)₂ + Н₂↑ + Q.

 

С активными  неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных  условиях:

 

2Са + О₂ = 2СаО, Са + Br₂ = CaBr₂.

 

При нагревании на воздухе или в кислороде  кальций воспламеняется. С менее  активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

 

Са + Н₂ = СаН₂, Ca + 6B = CaB₆,

3Ca + N₂ = Ca₃N₂, Са + 2С = СаС₂,

3Са + 2Р  = Са3Р₂ (

 

фосфид  кальция), известны также фосфиды  кальция составов СаР и СаР5;

 

2Ca + Si = Ca2Si

 

(силицид  кальция), известны также силициды  кальция составов CaSi, Ca₃Si₄ и _CaSi2.

Протекание  указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции —  экзотермические). Во всех соединениях  с неметаллами степень окисления  кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко  разлагается водой, например:

 

_СаН2 + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑,

Ca₃N₂ + 3Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2NH₃↑.

 

Ион Ca²⁺ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO3, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO4)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

Важное  значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция  СаСО3, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе  это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает  под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

 

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂.

 

В тех  же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом  кальция, выходит на поверхность  земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

 

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + СО₂↑ + Н₂О.

 

Так в  природе происходит перенос больших  масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную  жёсткость воды. Временной ее называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в  осадок выпадает СаСО3. Это явление  приводит, например, к тому, что в  чайнике со временем образуется накипь.

 

Применение металлического кальция

 

Главное применение металлического кальция  — это использование его как  восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей  стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых  металлов, таких, как хром, торий  и уран. Сплавы кальция со свинцом  находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также  для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.

Металлотермия

Чистый  металлический кальций широко применяется  в металлотермии при получении  редких металлов.

Легирование сплавов

Чистый  кальций применяется для легирования  свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов  с малым саморазрядом. Также металлический  кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.

Ядерный синтез

Изотоп 48Ca — наиболее эффективный и употребительный  материал для производства сверхтяжёлых элементов и открытия новых элементов  таблицы Менделеева. Например, в  случае использования ионов 48Ca для  получения сверхтяжёлых элементов  на ускорителях ядра этих элементов  образуются в сотни и тысячи раз  эффективней, чем при использовании  других «снарядов» (ионов).

 

Применение соединений кальция

 

Гидрид кальция. Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH2 (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.

Оптические и лазерные материалы.Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.

Карбид кальция. Карбид кальция CaC2 широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).

Химические источники тока. Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода(например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей — чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объему. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать колоссальную электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и.др.).

Огнеупорные материалы. Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.

Лекарственные средства. Соединения кальция широко применяются в качестве антигистаминного средства.

Хлорид  кальция

Глюконат  кальция

Глицерофосфат кальция

Кроме того, соединения кальция вводят в состав препаратов для профилактики остеопороза, в витаминные комплексы для беременных и пожилых.

 

Биологическая роль

                                                            

Кальций — распространенный макроэлемент в  организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть  содержится в скелете и зубах  в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят  скелеты большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и  др.). Ионы кальция участвуют в  процессах свертывания крови, а  также в обеспечении постоянного  осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников  и регулируют самые разные внутриклеточные  процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых необходимая дневная  норма составляет от 800 до 1000 миллиграммов (мг), а для детей от 600 до 900 мг, что для детей очень важно  из-за интенсивного роста скелета. Большая  часть кальция, поступающего в организм человека с пищей, содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как  в толстом, так и тонком кишечнике  и облегчается кислой средой, витамином  Д и витамином С, лактозой, ненасыщеными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию  кальция препятствуют аспирин, щавелевая  кислота, производные эстрогенов. Соединияясь  с щавелевой кислотой, кальций  дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания  кальция в крови из-за большого количества связанных с ним процессов  точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное  отсутствие в рационе может вызвать  судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а также запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам  и остеопорозу. Злоупотребление  кофе и алкоголем могут быть причинами  дефицита кальция, так как часть  его выводится с мочой.

Избыточные  дозы кальция и витамина Д могут  вызвать гиперкальцемию, после которой  следует интенсивная кальцификация  костей и тканей (в основном затрагивает  мочевыделительную систему). Продолжительный  переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает  свертываемость крови и уменьшает  усвояемость цинка клетками костной  ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграмм.

Содержание кальция в продуктах  питания:

Продукты  Кальций, мг/100 г

Мак 1460

Кунжут 783

Крапива 713

Просвирник  лесной 505

Подорожник  большой 412

Галинсога 372

Сардины в масле 330

Будра плющевидная 289

Шиповник  собачий 257

Миндаль 252

Подорожник  ланцетолист. 248

Лесной  орех 226

Амарант семя 214

Кресс-салат 214

Кале 212

Соя бобы сухие 201

Молоко  коровье 120

Малое содержание кальция: рыба (30-90); творог (80); хлеб с  отрубями (60); мясо, субпродукты, крупы, свекла (менее 50).

Рекомендуемые Всемирной Организацией Здравоохранения  суточные нормы потребления кальция.

Дети  до 3 лет — 600 мг.

Дети  от 4 до 10 лет — 800 мг.

Дети  от 10 до 13 лет — 1000 мг.

Подростки от 13 до 16 лет — 1200 мг.

Молодежь  от 16 и старше — 1000 мг.

Взрослые  от 25 до 50 лет — от 800 до 1200 мг.

Беременные  и кормящие грудью женщины — от 1500 до 2000 мг.

 

 

Вывод

 

Кальций – один из самых распространенных элементов на Земле. В природе  его очень много: из солей кальция  образованы горные массивы и глинистые  породы, он есть в морской и речной воде, входит в состав растительных и животных организмов.

Кальций постоянно окружает горожан: почти  все основные стройматериалы – бетон, стекло, кирпич, цемент, известь –  содержат этот элемент в значительных количествах.

Естественно, что, обладая такими химическими  свойствами, кальций не может находиться в природе в свободном состоянии. Зато соединения кальция – и природные  и искусственные – приобрели  первостепенное значение.

 

 

Список литературы

 

1. Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 293. — 671 с
2. Доронин. Н. А. Кальций, Госхимиздат, 1962. 191 стр. с илл.
3. Доценко ВА. - Лечебно-профилактическое питание. - Вопр. питания, 2001 - N1-с.21-25
4. Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.