Kaltsium

Kaltsium on keemiline element järjenumbriga 20, pehme, halli värvusega leelismuldmetall, mida looduses vabal kujul ei esine. Kaltsiumiioon on keemilistes ühendites tüüpiliselt oksüdatsiooniastmega 2+. Selle elemendi avastas inglise keemik Humphry Davy 1808. aastal. Kaltsium on maakoores massi poolest levikult viies element hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel. Cl-, Na+, Mg2+ ja SO42- järel on Ca2+ viies lahustunud ioon merevees nii massi kui ka molaarsuse poolest. Kaltsiumisoolad on elusorganismidele väga olulised mineraalained, eriti olulised on need raku füsioloogias, kus kaltsiumiiooni (Ca2+) liikumine tsütoplasmasse ja sellest välja toimib olulise signaalina mitmetes protsessides. Kuna kaltsiumiühendid on olulised ained luude, hammaste ja kodade ehituses on see massi poolest levinuim metalliline keemiline element paljudes loomades. Keemiliste omaduste poolest on puhas kaltsium üks reaktiivsemaid ja pehmemaid metalle (see on küll pisut kõvem kui plii, kuid seda on võimalik noaga lõigata). Kaltsium on metalne, hõbedane aine, mida saab eraldada sulatatud kaltsiumkloriidi soolast elektrolüüsi teel. Sattudes kokku õhuga, moodustab nõndaviisi valmistatud kaltsium kiirelt kaitsva, hallikasvalge oksiidi- ja nitriidikihi. Oma põhivormis olevat kaltsiumi (tüüpiliselt killud või laastud) on isegi magneesiumist keerulisem süüdata, kuid kui see õnnestub, põleb kaltsium õhu käes intensiivse, oranžikaspunase leegiga. Metallilise kaltsiumi ja vee kokkupuutel toimub kiire reaktsioon, mille saaduseks on divesinik. Kuna kaltsiumi reaktsioon veega on kiire, kuid pole nii eksotermiline (ei vabane nii palju soojusenergiat) kui vee reaktsioon liitiumi, kaaliumi või naatriumiga, kasutatakse seda divesiniku tootmiseks. Võrreldes teiste leelismetallidega, on kaltsiumi ja vee vaheline reaktsioon aeglasem osalt seetõttu, et reaktsioonil tekkiv lahustumatu, valge kaltsiumhüdroksiid takistab vee ligipääsu metallilisele kaltsiumile. Hapete vesilahustes reageerib kaltsium energiliselt, moodustades soola. Kaltsium on oma 1,55 g/cm3 tihedusega kergeim leelismuldmetall, kuigi tema aatommass on suurem kui samas rühmas kõrgemal olevatel, kuid tihedamatel magneesiumil (1,74 g/cm3 ) ja berülliumil (1,85 g/cm3). Rühmas allapoole, alates strontsiumist leelismuldmetallide tihedus ning aatommass kasvab. Kaltsiumil on kaks allotroopi: tahktsentreeritud kuubiline, mis eksisteerib kuni 464 °C, ja ruumtsentreeritud kuubiline süngoonia, mis eksisteerib 464 °C kuni sulamistemperatuurini. Kaltsiumi sulamistemperatuur on 842 °C. Kaltsiumil on suurem elektriline takistus ehk väiksem elektrijuhtivus kui vasel või alumiiniumil, kuid kaltsiumi reaalset kasutamist elektriseadmetes takistab selle suur reaktiivsus õhuga kokkupuutel. Kaltsiumiiooni (Ca2+) ja selle soolade lahused on värvitud ning enamik lahustub vees. Erandid on kaltsiumhüdroksiid, kaltsiumsulfaat, kaltsiumkarbonaat ja kaltsiumfosfaat. Maitse poolest tundub lahustunud kaltsiumiioon inimesele pisut soolane ja hapukas. Paljud loomad tunnevad kaltsiumi maitset ja osad kasutavad seda meelt, et leida vajalikke mineraalaineid looduslikest lakukivi maardlatest. Kaltsium on oluline osa loomade luude struktuuris. Kaltsiumil on suhteliselt suur aatomnumber, see on põhjus, miks röntgenikiired luud ei läbi, tänu sellele nähtusele on võimalik teha röntgenipilte. Kaltsiumi looduses puhtal kujul ei leidu. Harilikult leidub seda settekivimites olevate mineraalide koostises, näiteks kaltsiidis, dolomiidis ja kipsis. Samuti leidub kaltsiumi süva- ja moondekivimites, eeskätt silikaatsetes mineraalides: plagioklassides, amfiboolides, pürokseenides ja granaatides. Kaltsiumil on viis stabiilset isotoopi: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca ja 46Ca, lisaks veel üks isotoop 48Ca, millel on nii pikk poolestusaeg, et praktilistes rakendustes võib ka seda stabiilseks nimetada. Kaltsiumil on ka kosmiline isotoop, radioaktiivne 41Ca, mille poolestusaeg on 103 000 aastat. Erinevalt kosmilistest isotoopidest, mis tekivad atmosfääris, tekib 41Ca 40Ca neutronaktivatsioonil, umbes meetripaksuses pealmises mullakihis, seal, kus kosmiline neutronite voog on piisavalt tugev. 41Ca on tähtis uurimisobjekt stellaarastronoomias kuna see laguneb 41K-ks, mis on väga oluline indikaator päikesesüsteemi anomaaliate kohta. Ülejäänud 18 isotoopi vahemikus 34Ca - 57Ca on väga ebastabiilsed, nende poolestusaeg jääb vahemikku 35 nanosekundit kuni 163 päeva. Kõige levinumat 40Ca on looduses 97% kõigist kaltsiumi isotoopidest. Selle tuumas on 20 prootonit ja 20 neutronit. See on ühtlasi kõige raskem stabiilne isotoop millel on võrdne arv prootoneid ja neutroneid. Supernoovas tekib kaltsium-40 süsiniku reaktsioonist mitmete α-osakestega (heeliumi tuumadega), kuni 40Ca on sünteesitud. 40Ca kasutatakse K-Ca dateerimistehnikas, kus kivimis määratakse 40K lagunemise hulk 40Ca-ks, ning arvutuste teel, teades 40K poolestusaega, selle esialgset sisaldust kivimis ja tekkinud tütarelemendi hulka, leitakse kivimi vanus. Kaltsium on oluline lüli tektoonika, kliima ja süsinikuringe vahel. Mägede kerkimisel isostaatilise liikumise tõttu paljastuvad kaltsiumit sisaldavad kivimid keemilisele murenemisele. Seejärel vabanevad Ca2+ ioonid pinnavette, mis viib ioonid ookeanisse, kus need reageerivad lahustunud süsihappegaasiga (CO2) moodustades lubjakivi põhikomponendi – kaltsiumkarbonaadi. Selle protsessi tulemuseks on see, et iga kaltsiumiioon eemaldab atmosfäärist või ookeanist ühe süsinikdioksiidi molekuli, salvestades selle ookeanipõhja kivimitesse, mis püsivad seal sadu miljoneid aastaid. See tähendab, et kaltsiumiiooni vabanemine kivimitest "puhastab" atmosfääri süsihappegaasist, avaldades pikaajalist mõju Maa kliimale, takistades kasvuhooneefekti suurenemist. Tegelik reaktsioon on pisut keerukam ning sisaldab vesinikkarbonaatiooni (HCO3-) teket, kuna merevee pH juures on süsihappegaas just vesinikkarbonaadi kujul: Ca2+ + 2HCO3- → CaCO3(lubjakivi) + CO2 + H2O Kaltsiumit kasutatakse : redutseerijana teiste metallide (nt uraani, tsirkooni, tooriumi) ekstraheerimisel hapniku, väävli või süsiniku eemaldamiseks mitmetest raudmetallide sulamitest alumiiniumi, berülliumi, vase, plii ja magneesiumi sulamite tootmises ehituses kasutatavate tsementide ja mörtide valmistamises juustu tootmises, kus kaltsiumiioonid mõjutavad laabi aktiivsust, põhjustades omakorda piimavalkude kalgendumise. Kaltsiumoksiidi (CaO) ehk kustutamata lupja kasutatakse metallide tootmisel lisandite, näiteks räbu eemaldamiseks, keraamikas värvide tootmisel ja putukamürgina. Veel leiab CaO kasutust heitvee happesuse vähendajana, kuna kaltsiumoksiid on aluseline oksiid. Kaltsiumkarbonaati (CaCO3) kasutatakse tsemendi ja mördi tootmises, samuti hambapastades, mähkmetes ja paberitööstuses. Lupja ja lubjakivi kasutatakse klaasitootmises. Kaltsiumhüdroksiidi (Ca(OH)2) ehk kustutatud lupja kasutatakse ehituses mördi ja krohvi komponendina, juuksepehmentajates seebikivi asendajana. Kaltsiumhüdroksiidi vesilahust ehk lubjavett kasutatakse lahustes süsinikdioksiidi detekteerimiseks – süsihappegaasi sisaldav lahus muutub häguseks. Kaltsiumarsenaati (Ca3(AsO4)2) kasutati putukamürkides ja herbitsiidides, kuid kuna selle toksilisus viis ohtliku aine, DDT tekkimiseni on kaltsiumarsenaadi kasutus rangelt reguleeritud. Kaltsiumkarbiidi (CaC2) kasutatakse karbiidlampides ja signaalrakettides, lisaks terase valmistamisel, plastikutööstuses atsetüleeni saamiseks, millest toodetakse polüvinüülkloriidi (PVC). Kaltsiumkloriidi (CaCl2) kasutatakse jää kõrvaldamiseks teedelt, selle hügroskoopsuse tõttu kasutatakse seda vee eemaldamiseks lahustest. Vähendamaks betooni erosiooni ujumisbasseinides, lisatakse kaltsiumkloriidi vee kareduse tõstmiseks. Veel tarvitatakse seda toidulisaainena – E509. Kaltsiumglükonaati (Ca(C6H11O7)2) tarvitatakse toidulisandina, vitamiinitablettides, hüpokaltseemia ja hüperkaleemia ravis, vastumürgina magneesiumsulfaadi toksilisusele. Kaltsiumglükonaadi geeli kasutatakse vesinikfluoriidhappe söövituse ravis. Kaltsiumhüpokloritit (Ca(OCl)2) kasutatakse ujumisbasseinide desinfektsioonivahendina, valgendites, deodorantides ning vetikate ja seenhaiguste tõrjevahendites. Kaltsiumpermanganaati (Ca(MnO4)2) kasutatakse vedelas raketikütuses, tekstiilitööstuses, vee steriliseerimiseks ja hammaste valgendamiseks. Kaltsiumfosfaati (Ca3(PO4)2) kasutatakse täiendava loomasöödana, väetisena, pärmitainatoodetes ja klaasitootmises. Kaltsiumfosfiidi (Ca3P2) kasutatakse ilutulestikes, närilistemürkides, torpeedodes ja signaalrakettides. Kaltsiumstearaati (Ca(C18H35O2)2) kasutatakse kangaste veekindlaks muutmiseks, määrdeainena rasvapliiatsites, kosmeetikas, spetsiaalsetes plastides, värvitootmises ja veekindlate materjalide valmistamises. Kaltsiumsulfaat (CaSO4•2H2O) ehk kips on kasutuses tavalise kriidina, meditsiinis lahasena, seinade ja lagede ehituses, krohvis, alabastrist skulptuurides. Kaltsiumvolframaati (CaWO4) kasutatakse helendavates värvides luminofoorlampides ja röntgenuuringutes. Hüdroksüapatiit (Ca5(PO4)3(OH) moodustab 70% loomade luudest, samuti on see põhiline mineraal, millest koosnevad hambaemail ja dentiin. Kaltsiumi ioonikanalid Dickson, A. G. ja Goyet, C. (1997). "Handbook of method for the analysis of the various parameters of the carbon dioxide system in sea water, version 2" (PDF) (inglise). ORNL/CDIAC-74. Originaali (PDF) arhiivikoopia seisuga 25.05.2011. Vaadatud 18.09.2013.{{netiviide}}: CS1 hooldus: mitu nime: autorite loend (link) Pauling, Linus (1970). General Chemistry. Dover Publications. Lk 627. ISBN 0-7167-0149-9.. Theodore Gray. The Elements. Page 55. J. F. Smith, O. N. Carlson, and R. W. Vest. (1956). "Allotropic Modifications of Calcium" (PDF) (inglise). J. Electrochem. Soc. Vaadatud 19.09.2013.{{netiviide}}: CS1 hooldus: mitu nime: autorite loend (link)[alaline kõdulink] Tordoff, M. G (2001). "Calcium: Taste, Intake, and Appetite" (PDF) (inglise). Physiological Reviews. Osa 81/4. Originaali (PDF) arhiivikoopia seisuga 11.12.2011. Vaadatud 30.09.2013. Berner,R (2003). "The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition" (inglise). Nature. Väljaanne 426. Vaadatud 30.09.2013. Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. Calcium in Plants, Ann Bot (2003) 92 (4): 487-511, doi: 10.1093/aob/mcg164, 21. august 2003