Calcio

El calcio es un elemento químico con el símbolo Ca y número atómico 20. Como metal alcalinotérreo, el calcio es un metal reactivo que forma una capa oscura de óxido-nitruro cuando se expone al aire. Sus propiedades físicas y químicas son muy similares a las de sus homólogos más pesados, el estroncio y el bario. Es el quinto elemento más abundante en la corteza terrestre y el tercer metal más abundante, después del hierro y el aluminio. El compuesto de calcio más común en la Tierra es el carbonato de calcio, que se encuentra en la piedra caliza y en los restos fosilizados de la vida marina primitiva; el yeso, la anhidrita, la fluorita y la apatita también son fuentes de calcio. El nombre deriva del latín calx "cal", que se obtenía calentando piedra caliza.

Algunos compuestos de calcio eran conocidos por los antiguos, aunque su química fue desconocida hasta el siglo XVII. El calcio puro fue aislado en 1808 a través de la electrólisis de su óxido por Humphry Davy, quien nombró al elemento. Los compuestos de calcio se utilizan ampliamente en muchas industrias: en alimentos y productos farmacéuticos para la suplementación con calcio, en la industria papelera como blanqueadores, como componentes en cemento y aisladores eléctricos, y en la fabricación de jabones. Por otro lado, el metal en estado puro tiene pocas aplicaciones debido a su alta reactividad; aún así, en pequeñas cantidades se usa a menudo como componente de aleación en la fabricación de acero y, a veces, como una aleación de calcio y plomo, en la fabricación de baterías para automóviles.

El calcio es el metal más abundante y el quinto elemento más abundante en el cuerpo humano. Como electrolitos, los iones de calcio juegan un papel vital en los procesos fisiológicos y bioquímicos de los organismos y las células: en las vías de transducción de señales donde actúan como segundo mensajero; en la liberación de neurotransmisores de las neuronas; en la contracción de todos los tipos de células musculares; como cofactores en muchas enzimas; y en la fecundación. Los iones de calcio fuera de las células son importantes para mantener la diferencia de potencial a través de las membranas celulares excitables, la síntesis de proteínas y la formación ósea.

Características

Clasificación

El calcio es un metal plateado muy dúctil (a veces descrito como amarillo pálido) cuyas propiedades son muy similares a las de los elementos más pesados ​​de su grupo, el estroncio, el bario y el radio. Un átomo de calcio tiene veinte electrones, dispuestos en la configuración electrónica [Ar]4s. Al igual que los otros elementos ubicados en el grupo 2 de la tabla periódica, el calcio tiene dos electrones de valencia en el orbital s más externo, que se pierden muy fácilmente en las reacciones químicas para formar un ion dipositivo con la configuración electrónica estable de un gas noble, en este caso de argón.

Por tanto, el calcio es casi siempre divalente en sus compuestos, que suelen ser iónicos. Las hipotéticas sales univalentes de calcio serían estables respecto a sus elementos, pero no en desproporción a las sales divalentes y calcio metal, porque la entalpía de formación de MX ₂ es mucho mayor que las de las hipotéticas MX. Esto ocurre debido a la energía reticular mucho mayor proporcionada por el catión Ca más altamente cargado en comparación con el catión Ca hipotético.

El calcio, el estroncio, el bario y el radio siempre se consideran metales alcalinotérreos; el berilio y el magnesio más ligeros, también en el grupo 2 de la tabla periódica, también se incluyen a menudo. Sin embargo, el berilio y el magnesio difieren significativamente de los otros miembros del grupo en su comportamiento físico y químico: se comportan más como el aluminio y el zinc respectivamente y tienen algo del carácter metálico más débil de los metales posteriores a la transición, razón por la cual la definición tradicional del término "metal alcalinotérreo" los excluye. Esta clasificación es en su mayoría obsoleta en las fuentes en idioma inglés, pero todavía se usa en otros países como Japón. Como resultado, las comparaciones con estroncio y bario son más relevantes para la química del calcio que las comparaciones con magnesio.

Físico

El calcio metálico se funde a 842 °C y hierve a 1494 °C; estos valores son más altos que los del magnesio y el estroncio, los metales vecinos del grupo 2. Cristaliza en la disposición cúbica centrada en las caras como el estroncio; por encima de 450 °C, cambia a una disposición compacta hexagonal anisotrópica como el magnesio. Su densidad de 1,55 g/cm es la más baja de su grupo.

El calcio es más duro que el plomo pero se puede cortar con un cuchillo con esfuerzo. Si bien el calcio es un conductor de electricidad más pobre que el cobre o el aluminio en volumen, es mejor conductor en masa que ambos debido a su muy baja densidad. Si bien el calcio no es factible como conductor para la mayoría de las aplicaciones terrestres, ya que reacciona rápidamente con el oxígeno atmosférico, se ha considerado su uso como tal en el espacio.

Químico

La química del calcio es la de un metal alcalinotérreo pesado típico. Por ejemplo, el calcio reacciona espontáneamente con el agua más rápido que el magnesio y menos rápido que el estroncio para producir hidróxido de calcio y gas hidrógeno. También reacciona con el oxígeno y el nitrógeno del aire para formar una mezcla de óxido de calcio y nitruro de calcio. Cuando está finamente dividido, se quema espontáneamente en el aire para producir el nitruro. A granel, el calcio es menos reactivo: forma rápidamente una capa de hidratación en el aire húmedo, pero por debajo del 30 % de humedad relativa puede almacenarse indefinidamente a temperatura ambiente.

Además del óxido CaO simple, el peróxido CaO ₂ puede obtenerse por oxidación directa de calcio metálico bajo una alta presión de oxígeno, y existe alguna evidencia de un superóxido amarillo Ca(O ₂) ₂. El hidróxido de calcio, Ca(OH) ₂, es una base fuerte, aunque no tan fuerte como los hidróxidos de estroncio, bario o los metales alcalinos. Se conocen los cuatro dihaluros de calcio. El carbonato de calcio (CaCO ₃) y el sulfato de calcio (CaSO ₄) son minerales particularmente abundantes.Al igual que el estroncio y el bario, así como los metales alcalinos y los lantánidos divalentes europio e iterbio, el calcio metálico se disuelve directamente en amoníaco líquido para dar una solución de color azul oscuro.

Debido al gran tamaño del ion Ca, los números de coordinación altos son comunes, hasta 24 en algunos compuestos intermetálicos como el CaZn ₁₃. El calcio se compleja fácilmente con quelatos de oxígeno como EDTA y polifosfatos, que son útiles en química analítica y en la eliminación de iones de calcio del agua dura. En ausencia de impedimento estérico, los cationes más pequeños del grupo 2 tienden a formar complejos más fuertes, pero cuando están involucrados macrociclos polidentados grandes, la tendencia se invierte.

Aunque el calcio se encuentra en el mismo grupo que el magnesio y los compuestos organomagnéticos se usan con mucha frecuencia en la química, los compuestos organocálcicos no están tan extendidos porque son más difíciles de fabricar y más reactivos, aunque recientemente se han investigado como posibles catalizadores. Los compuestos organocálcicos tienden a ser más similares a los compuestos de organoytterbium debido a los radios iónicos similares de Yb (102 pm) y Ca (100 pm).

La mayoría de estos compuestos solo se pueden preparar a bajas temperaturas; los ligandos voluminosos tienden a favorecer la estabilidad. Por ejemplo, el diciclopentadienilo cálcico, Ca(C ₅ H ₅) ₂, debe prepararse haciendo reaccionar directamente calcio metálico con mercuroceno o ciclopentadieno mismo; reemplazar el ligando C ₅ H ₅ con el ligando C ₅ (CH ₃) ₅ más voluminoso por otro lado aumenta la solubilidad, volatilidad y estabilidad cinética del compuesto.

Isótopos

El calcio natural es una mezcla de cinco isótopos estables (Ca, Ca, Ca, Ca y Ca) y un isótopo con una vida media tan larga que puede considerarse estable para todos los propósitos prácticos (Ca, con una vida media de unos 4,3 × 10 años). El calcio es el primer elemento (más ligero) que tiene seis isótopos naturales.

Con mucho, el isótopo más común de calcio en la naturaleza es Ca, que constituye el 96,941% de todo el calcio natural. Se produce en el proceso de combustión del silicio a partir de la fusión de partículas alfa y es el nucleido estable más pesado con el mismo número de protones y neutrones; su aparición también se complementa lentamente con la desintegración del K primordial. Agregar otra partícula alfa conduce a un Ti inestable, que decae rápidamente a través de dos capturas de electrones sucesivas a Ca estable; esto constituye el 2,806% de todo el calcio natural y es el segundo isótopo más común.

Los otros cuatro isótopos naturales, Ca, Ca, Ca y Ca, son significativamente más raros y cada uno comprende menos del 1% de todo el calcio natural. Los cuatro isótopos más ligeros son principalmente productos de los procesos de quema de oxígeno y de quema de silicio, dejando que los dos más pesados ​​se produzcan mediante procesos de captura de neutrones. El Ca se produce principalmente en un proceso s "caliente", ya que su formación requiere un flujo de neutrones bastante alto para permitir que el Ca de corta duración capture un neutrón. Ca se produce por captura de electrones en el proceso r en supernovas de tipo Ia, donde un alto exceso de neutrones y una entropía lo suficientemente baja aseguran su supervivencia.

Ca y Ca son los primeros nucleidos "clásicamente estables" con un exceso de seis u ocho neutrones, respectivamente. Aunque extremadamente rico en neutrones para un elemento tan ligero, Ca es muy estable porque es un núcleo doblemente mágico, con 20 protones y 28 neutrones dispuestos en capas cerradas. Su desintegración beta a Sc se ve muy obstaculizada debido a la gran falta de coincidencia del espín nuclear: Ca tiene un espín nuclear cero, siendo par, mientras que Sc tiene un espín 6+, por lo que la descomposición está prohibida por la conservación del momento angular. Si bien dos estados excitados de Sc también están disponibles para el decaimiento, también están prohibidos debido a sus altos giros. Como resultado, cuando el Ca se desintegra, lo hace mediante una doble desintegración beta a Ti, siendo el nucleido más ligero conocido que sufre una desintegración doble beta.

En teoría, el isótopo pesado Ca también puede sufrir una doble desintegración beta a Ti, pero esto nunca se ha observado. El isótopo Ca más ligero y común también es doblemente mágico y podría sufrir una doble captura de electrones a Ar, pero esto tampoco se ha observado nunca. El calcio es el único elemento que tiene dos isótopos primordiales doblemente mágicos. Los límites inferiores experimentales para las vidas medias de Ca y Ca son 5,9 × 10 años y 2,8 × 10 años, respectivamente.

Aparte del Ca prácticamente estable, el radioisótopo de calcio de vida más larga es el Ca. Se desintegra por captura de electrones a K estable con una vida media de unos cien mil años. Su existencia en el Sistema Solar temprano como un radionúclido extinto se ha inferido de los excesos de K: todavía existen rastros de Ca, ya que es un nucleido cosmogénico, reformado continuamente a través de la activación de neutrones de Ca natural.

Se conocen muchos otros radioisótopos de calcio, que van desde Ca a Ca. Todos tienen una vida mucho más corta que el Ca, siendo los más estables Ca (vida media de 163 días) y Ca (vida media de 4,54 días). Los isótopos más livianos que el Ca generalmente sufren una desintegración beta positiva a isótopos de potasio, y los más pesados ​​que el Ca generalmente sufren una desintegración beta negativa a isótopos de escandio, aunque cerca de las líneas de goteo nuclear, la emisión de protones y la emisión de neutrones también comienzan a ser modos de desintegración significativos..

Al igual que otros elementos, una variedad de procesos alteran la abundancia relativa de isótopos de calcio. El mejor estudiado de estos procesos es el fraccionamiento dependiente de la masa de isótopos de calcio que acompaña a la precipitación de minerales de calcio como calcita, aragonito y apatito de la solución. Los isótopos más ligeros se incorporan preferentemente a estos minerales, dejando la solución circundante enriquecida en isótopos más pesados ​​en una magnitud de aproximadamente 0,025 % por unidad de masa atómica (uma) a temperatura ambiente. Las diferencias dependientes de la masa en la composición de isótopos de calcio se expresan convencionalmente mediante la proporción de dos isótopos (generalmente Ca/ Ca) en una muestra en comparación con la misma proporción en un material de referencia estándar. Ca/ Ca varía alrededor de un 1% entre los materiales terrestres comunes.

Historia

Los compuestos de calcio se conocen desde hace milenios, aunque su composición química no se entendió hasta el siglo XVII. La cal como material de construcción y como yeso para estatuas se utilizó alrededor del año 7000 a. El primer horno de cal datado data del 2500 a. C. y se encontró en Khafajah, Mesopotamia.

Casi al mismo tiempo, se estaba utilizando yeso deshidratado (CaSO ₄ ·2H ₂ O) en la Gran Pirámide de Giza. Este material se utilizaría más tarde para el yeso de la tumba de Tutankamón. En cambio, los antiguos romanos usaban morteros de cal hechos calentando piedra caliza (CaCO ₃). El nombre "calcio" en sí mismo deriva de la palabra latina calx "cal".

Vitruvio notó que la cal que resultó era más ligera que la piedra caliza original, atribuyéndolo a la ebullición del agua. En 1755, Joseph Black demostró que esto se debía a la pérdida de dióxido de carbono, que como gas no había sido reconocido por los antiguos romanos.

En 1787, Antoine Lavoisier sospechó que la cal podría ser un óxido de un elemento químico fundamental. En su tabla de los elementos, Lavoisier enumeró cinco "tierras salificables" (es decir, minerales que podrían reaccionar con ácidos para producir sales (salis = sal, en latín): chaux (óxido de calcio), magnésie (magnesia, óxido de magnesio), barita (sulfato de bario), alúmina (alúmina, óxido de aluminio) y sílice (sílice, dióxido de silicio)). Sobre estos "elementos", Lavoisier especuló:

Probablemente sólo conocemos hasta ahora una parte de las sustancias metálicas que existen en la naturaleza, ya que todas aquellas que tienen una afinidad por el oxígeno más fuerte que la que posee el carbono son incapaces, hasta ahora, de ser reducidas a un estado metálico y, en consecuencia, son sólo presentados a nuestra observación bajo la forma de óxidos, se confunden con las tierras. Es sumamente probable que las baritas, que acabamos de juntar con las tierras, se encuentren en esta situación; porque en muchos experimentos exhibe propiedades que se aproximan casi a las de los cuerpos metálicos. Incluso es posible que todas las sustancias que llamamos tierras sean sólo óxidos metálicos, irreductibles por cualquier proceso conocido hasta ahora.

El calcio, junto con sus congéneres magnesio, estroncio y bario, fue aislado por primera vez por Humphry Davy en 1808. Siguiendo el trabajo de Jöns Jakob Berzelius y Magnus Martin af Pontin sobre la electrólisis, Davy aisló el calcio y el magnesio poniendo una mezcla del metal respectivo óxidos con óxido de mercurio (II) sobre una placa de platino que se utilizó como ánodo, siendo el cátodo un alambre de platino parcialmente sumergido en mercurio. Luego, la electrólisis dio amalgamas de calcio-mercurio y magnesio-mercurio, y la destilación del mercurio dio el metal. Sin embargo, el calcio puro no se puede preparar a granel mediante este método y no se encontró un proceso comercial viable para su producción hasta más de un siglo después.

Ocurrencia y producción

Con un 3%, el calcio es el quinto elemento más abundante en la corteza terrestre y el tercer metal más abundante detrás del aluminio y el hierro. También es el cuarto elemento más abundante en las tierras altas lunares. Los depósitos sedimentarios de carbonato de calcio impregnan la superficie de la Tierra como restos fosilizados de vida marina pasada; se presentan en dos formas, la calcita romboédrica (más común) y la aragonita ortorrómbica (que se forma en mares más templados). Los minerales del primer tipo incluyen piedra caliza, dolomita, mármol, tiza y espato de Islandia; Los lechos de aragonito forman las cuencas de las Bahamas, los Cayos de Florida y el Mar Rojo. Los corales, las conchas marinas y las perlas se componen principalmente de carbonato de calcio. Entre los otros minerales importantes del calcio se encuentran el yeso (CaSO ₄ ·2H ₂ O), anhidrita (CaSO₄), fluorita (CaF ₂) y apatito ([Ca ₅ (PO ₄) ₃ F]).

Los principales productores de calcio son China (alrededor de 10000 a 12000 toneladas por año), Rusia (alrededor de 6000 a 8000 toneladas por año) y los Estados Unidos (alrededor de 2000 a 4000 toneladas por año). Canadá y Francia también se encuentran entre los productores menores. En 2005 se produjeron unas 24000 toneladas de calcio; Estados Unidos utiliza alrededor de la mitad del calcio extraído del mundo, con alrededor del 80% de la producción utilizada cada año.

En Rusia y China, el método de electrólisis de Davy todavía se usa, pero en su lugar se aplica al cloruro de calcio fundido. Dado que el calcio es menos reactivo que el estroncio o el bario, el recubrimiento de óxido-nitruro que resulta en el aire es estable y el mecanizado en torno y otras técnicas metalúrgicas estándar son adecuadas para el calcio. En los Estados Unidos y Canadá, el calcio se produce reduciendo la cal con aluminio a altas temperaturas.

Ciclo geoquímico

El ciclo del calcio proporciona un vínculo entre la tectónica, el clima y el ciclo del carbono. En los términos más simples, el levantamiento de las montañas expone las rocas que contienen calcio, como algunos granitos, a la meteorización química y libera Ca a las aguas superficiales. Estos iones son transportados al océano donde reaccionan con el CO ₂ disuelto para formar piedra caliza (CaCO₃), que a su vez se deposita en el fondo del mar donde se incorpora a nuevas rocas. El CO ₂ disuelto, junto con los iones de carbonato y bicarbonato, se denominan "carbono inorgánico disuelto" (DIC).

La reacción real es más complicada e involucra al ion bicarbonato (HCO₃) que se forma cuando el CO ₂ reacciona con el agua al pH del agua de mar:California+ 2 HCO₃→ CaCO_3(s) + CO₂+ H₂O

Al pH del agua de mar, la mayor parte del CO ₂ se convierte inmediatamente de nuevo en HCO₃. La reacción da como resultado un transporte neto de una molécula de CO ₂ desde el océano/atmósfera hacia la litosfera. El resultado es que cada ion Ca liberado por la meteorización química finalmente elimina una molécula de CO ₂ del sistema superficial (atmósfera, océano, suelos y organismos vivos), almacenándola en rocas carbonatadas donde es probable que permanezca durante cientos de millones de años. La meteorización del calcio de las rocas elimina el CO ₂ del océano y la atmósfera, ejerciendo un fuerte efecto a largo plazo sobre el clima.

Usos

El mayor uso del calcio metálico es en la fabricación de acero, debido a su fuerte afinidad química por el oxígeno y el azufre. Sus óxidos y sulfuros, una vez formados, dan inclusiones líquidas de aluminato de cal y sulfuro en el acero que flotan; en el tratamiento, estas inclusiones se dispersan por todo el acero y se vuelven pequeñas y esféricas, mejorando la colabilidad, la limpieza y las propiedades mecánicas generales. El calcio también se utiliza en baterías de automóviles sin mantenimiento, en las que el uso de aleaciones de calcio y plomo al 0,1 % en lugar de las aleaciones habituales de antimonio y plomo conduce a una menor pérdida de agua y una menor autodescarga.

Debido al riesgo de expansión y agrietamiento, a veces también se incorpora aluminio a estas aleaciones. Estas aleaciones de plomo y calcio también se utilizan en la fundición, en sustitución de las aleaciones de plomo y antimonio. El calcio también se usa para fortalecer las aleaciones de aluminio utilizadas para cojinetes, para el control del carbono grafítico en el hierro fundido y para eliminar las impurezas de bismuto del plomo. El calcio metálico se encuentra en algunos limpiadores de desagües, donde funciona para generar calor e hidróxido de calcio que saponifica las grasas y licua las proteínas (por ejemplo, las del cabello) que obstruyen los desagües.

Además de la metalurgia, la reactividad del calcio se aprovecha para eliminar nitrógeno del gas argón de alta pureza y como captador de oxígeno y nitrógeno. También se utiliza como agente reductor en la producción de cromo, circonio, torio y uranio. También se puede utilizar para almacenar hidrógeno gaseoso, ya que reacciona con el hidrógeno para formar hidruro de calcio sólido, del que se puede volver a extraer fácilmente el hidrógeno.

El fraccionamiento de isótopos de calcio durante la formación de minerales ha llevado a varias aplicaciones de isótopos de calcio. En particular, la observación de 1997 de Skulan y DePaolo de que los minerales de calcio son isotópicamente más ligeros que las soluciones de las que precipitan los minerales es la base de aplicaciones análogas en medicina y paleoceanografía. En animales con esqueletos mineralizados con calcio, la composición isotópica de calcio de los tejidos blandos refleja la tasa relativa de formación y disolución del mineral esquelético.

En humanos, se ha demostrado que los cambios en la composición isotópica de calcio de la orina están relacionados con cambios en el equilibrio mineral óseo. Cuando la tasa de formación ósea excede la tasa de reabsorción ósea, la relación Ca/ Ca en los tejidos blandos aumenta y viceversa. Debido a esta relación, las mediciones isotópicas de calcio en orina o sangre pueden ser útiles en la detección temprana de enfermedades óseas metabólicas como la osteoporosis.

Existe un sistema similar en el agua de mar, donde Ca/ Ca tiende a aumentar cuando la tasa de remoción de Ca por la precipitación mineral excede la entrada de calcio nuevo al océano. En 1997, Skulan y DePaolo presentaron la primera evidencia de cambios en el Ca/ Ca del agua de mar a lo largo del tiempo geológico, junto con una explicación teórica de estos cambios. Artículos más recientes han confirmado esta observación, demostrando que la concentración de Ca en el agua de mar no es constante y que el océano nunca está en un "estado estable" con respecto a la entrada y salida de calcio. Esto tiene importantes implicaciones climatológicas, ya que el ciclo del calcio marino está estrechamente relacionado con el ciclo del carbono.

Muchos compuestos de calcio se utilizan en alimentos, como productos farmacéuticos y en medicina, entre otros. Por ejemplo, el calcio y el fósforo se complementan en los alimentos mediante la adición de lactato de calcio, difosfato de calcio y fosfato tricálcico. El último también se usa como agente de pulido en pasta de dientes y en antiácidos. El lactobionato de calcio es un polvo blanco que se utiliza como agente de suspensión para productos farmacéuticos. En la repostería, el monofosfato de calcio se utiliza como agente leudante. El sulfito de calcio se usa como blanqueador en la fabricación de papel y como desinfectante, el silicato de calcio se usa como agente de refuerzo en el caucho y el acetato de calcio es un componente de la colofonia y se usa para fabricar jabones metálicos y resinas sintéticas.

El calcio está en la Lista de Medicamentos Esenciales de la Organización Mundial de la Salud.

Fuentes de comida

Los alimentos ricos en calcio incluyen productos lácteos, como yogur y queso, sardinas, salmón, productos de soya, col rizada y cereales fortificados para el desayuno.

Debido a la preocupación por los efectos secundarios adversos a largo plazo, incluida la calcificación de las arterias y los cálculos renales, tanto el Instituto de Medicina de EE. UU. (IOM) como la Autoridad Europea de Seguridad Alimentaria (EFSA) establecieron niveles máximos de ingesta tolerables (UL) para alimentos combinados dietéticos y complementarios. calcio. Según el IOM, las personas de 9 a 18 años de edad no deben exceder la ingesta combinada de 3 g/día; para las edades de 19 a 50 años, sin exceder los 2,5 g/día; para mayores de 51 años, sin exceder los 2 g/día. La EFSA fijó el UL para todos los adultos en 2,5 g/día, pero decidió que la información para niños y adolescentes no era suficiente para determinar los UL.

Rol biológico y patológico

Edad	Calcio (mg/día)
1–3 años	700
4–8 años	1000
9–18 años	1300
19–50 años	1000
>51 años	1000
El embarazo	1000
Lactancia	1000

Función

El calcio es un elemento esencial que se necesita en grandes cantidades. El ion Ca actúa como electrolito y es vital para la salud de los sistemas muscular, circulatorio y digestivo; es indispensable para la formación de hueso; y apoya la síntesis y función de las células sanguíneas. Por ejemplo, regula la contracción de los músculos, la conducción nerviosa y la coagulación de la sangre. Como resultado, los niveles de calcio intracelular y extracelular están estrictamente regulados por el cuerpo. El calcio puede desempeñar este papel porque el ion Ca forma complejos de coordinación estables con muchos compuestos orgánicos, especialmente proteínas; también forma compuestos con una amplia gama de solubilidades, lo que permite la formación del esqueleto.

Vinculante

Los iones de calcio pueden formar complejos con proteínas mediante la unión de los grupos carboxilo de residuos de ácido glutámico o ácido aspártico; a través de la interacción con residuos de serina, tirosina o treonina fosforilados; o al ser quelado por residuos de aminoácidos γ-carboxilados. La tripsina, una enzima digestiva, utiliza el primer método; la osteocalcina, una proteína de la matriz ósea, utiliza la tercera.

Algunas otras proteínas de la matriz ósea, como la osteopontina y la sialoproteína ósea, utilizan tanto la primera como la segunda. Es común la activación directa de las enzimas mediante la unión del calcio; algunas otras enzimas se activan por asociación no covalente con enzimas que se unen directamente al calcio. El calcio también se une a la capa de fosfolípidos de la membrana celular, anclando las proteínas asociadas con la superficie celular.

Solubilidad

Como ejemplo del amplio rango de solubilidad de los compuestos de calcio, el fosfato monocálcico es muy soluble en agua, el 85% del calcio extracelular es como fosfato dicálcico con una solubilidad de 2,0 mM y la hidroxiapatita de los huesos en una matriz orgánica es fosfato tricálcico al 100%. µM.

Nutrición

El calcio es un componente común de los suplementos dietéticos multivitamínicos, pero la composición de los complejos de calcio en los suplementos puede afectar su biodisponibilidad, que varía según la solubilidad de la sal involucrada: el citrato de calcio, el malato y el lactato son altamente biodisponibles, mientras que el oxalato es menor. Otras preparaciones de calcio incluyen carbonato de calcio, malato de citrato de calcio y gluconato de calcio. El intestino absorbe alrededor de un tercio del calcio ingerido como ion libre, y luego los riñones regulan el nivel de calcio en plasma.

Regulación hormonal de la formación ósea y niveles séricos

La hormona paratiroidea y la vitamina D promueven la formación de hueso al permitir y mejorar la deposición de iones de calcio allí, lo que permite una rápida renovación ósea sin afectar la masa ósea o el contenido mineral. Cuando los niveles plasmáticos de calcio caen, los receptores de la superficie celular se activan y se produce la secreción de hormona paratiroidea; luego procede a estimular la entrada de calcio en el conjunto de plasma tomándolo de las células renales, intestinales y óseas seleccionadas, con la acción formadora de hueso de la hormona paratiroidea siendo antagonizada por la calcitonina, cuya secreción aumenta con el aumento de los niveles de calcio en plasma.

Niveles séricos anormales

El consumo excesivo de calcio puede causar hipercalcemia. Sin embargo, debido a que los intestinos absorben el calcio de manera bastante ineficiente, es más probable que el calcio sérico alto se deba a la secreción excesiva de hormona paratiroidea (PTH) o posiblemente a la ingesta excesiva de vitamina D, que facilitan la absorción de calcio. Todas estas condiciones dan como resultado un exceso de sales de calcio que se depositan en el corazón, los vasos sanguíneos o los riñones. Los síntomas incluyen anorexia, náuseas, vómitos, pérdida de memoria, confusión, debilidad muscular, aumento de la orina, deshidratación y enfermedad ósea metabólica.

La hipercalcemia crónica generalmente conduce a la calcificación de los tejidos blandos y sus graves consecuencias: por ejemplo, la calcificación puede provocar la pérdida de elasticidad de las paredes vasculares y la interrupción del flujo sanguíneo laminar y, por lo tanto, la ruptura de la placa y la trombosis. Por el contrario, la ingesta inadecuada de calcio o vitamina D puede provocar hipocalcemia, a menudo causada también por una secreción inadecuada de hormona paratiroidea o receptores de PTH defectuosos en las células. Los síntomas incluyen excitabilidad neuromuscular, que potencialmente causa tetania y alteración de la conductividad en el tejido cardíaco.

Enfermedad ósea

Dado que el calcio es necesario para el desarrollo óseo, muchas enfermedades óseas se pueden rastrear hasta la matriz orgánica o la hidroxiapatita en la estructura molecular u organización del hueso. La osteoporosis es una reducción en el contenido mineral del hueso por unidad de volumen y se puede tratar con suplementos de calcio, vitamina D y bisfosfonatos. Las cantidades inadecuadas de calcio, vitamina D o fosfatos pueden provocar el ablandamiento de los huesos, lo que se denomina osteomalacia.

La seguridad

Calcio metalico

Debido a que el calcio reacciona exotérmicamente con el agua y los ácidos, el calcio metálico que entra en contacto con la humedad corporal produce una irritación corrosiva severa. Cuando se ingiere, el calcio metálico tiene el mismo efecto en la boca, el esófago y el estómago, y puede ser fatal. Sin embargo, no se sabe que la exposición a largo plazo tenga efectos adversos distintos.