КАЛЬЦІЙ

КАЛЬЦІЙ — проста речовина елемента Кальцію (Calcium, Ca (англ. calcium < лат. calx, calcis — вапно, вапняк)), який знаходиться у ІІА групі четвертого періоду періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва, ат. н. 20, ат. м. 40,08, належить до лужноземельних металів. Природний К. складається з 6 стабільних ізотопів, із яких найбільш поширеним є 40Са. Металевий К. вперше одержав у 1808 р. англійський хімік Г. Деві, який назвав його вапном (лат. calx). Вміст К. у земній корі становить 3,38%, це п’ятий за поширенням елемент після O, Si, Al, Fe. Він входить до складу багатьох гірських порід і мінералів, міститься у ґрунті, живих організмах і природних водах (0,4 г Са2+ міститься у 1 л морської води). У природі К. знаходиться тільки у зв’язаному стані у формі силікатів CaO·SiO2; карбонатів — кальциту (природні форми: крейда, вапняк, мармур) СаСО3, доломіту CaMg(CO3)2; фосфатів — апатиту Сa5(PO4)3 (F, Cl), фосфориту Ca5(PO4)3 (OH); сульфатів — ангідриту CaSO4 та гіпсу CaSO4·2H2O тощо.

У промисловості К. одержують електролізом розплаву суміші CaCl2 (75–85%) з KCl та алюмотермічним відновленням СаО. К. — сріблясто-білий в’язкий метал, хімічно активний. У реакціях він виявляє сильні відновні властивості й окиснюється до катіону Са2+. На повітрі за звичайних умов покривається плівкою основного оксиду СаО, у вологому повітрі утворюється суміш СаО і Са(ОН)2. К. активно взаємодіє з галогенами з утворенням солей СаHаl2. З менш активними неметалами (азотом, фосфором, халькогенами, воднем тощо) К. взаємодіє при незначному нагріванні. В атмосфері азоту загоряється і утворює нітрид Са3N2; при взаємодії з Н2 — гідрид СаН2, в якому Гідроген є аніоном; з фосфором К. утворює фосфіди Са3Р2, СаР, СаР5. Оскільки К. стоїть на початку електрохімічного ряду напруги, він витісняє із розплаву солей більшість інших металів. З металами К. утворює інтерметалічні сполуки. Він активно взаємодіє з водою з утворенням К. гідроксиду (гашеного вапна) Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑. Це малорозчинна сполука (0,16 г в 100 г Н2О), насичений розчин якої каламутніє на повітрі внаслідок взаємодії з СО2: Са(ОН)2 + СО2 → СаСО3↓ + Н2О. Із НСl і розбавленої Н2SO4 він витісняє водень і утворює відповідні солі СаСl2 і СаSO4. К. розчинний у рідкому NH3 з утворенням аміакату [Са(NH3)6]. У присутності Pt він взаємодіє з рідким NH3 з утворенням аміду Ca(NH2)2 і водню. Катіон Са2+ утворює комплексні сполуки з органічними лігандами, напр., (NH4)2 [Ca(C2O4)2]; у воді він існує у формі аквакомплексу [Ca(H2O)4]2+.

Вміст К. в організмі дорослої людини становить близько 20 г на 1 кг маси тіла (~ 2,0%), тому його відносять до макроелементів. Основна його маса (99%) сконцентрована у кістках, хрящах і зубах. К. також входить до складу клітинних ядер, протоплазми та міжклітинної рідини. Добова потреба організму становить 0,8–1,1 г К. До організму він надходить з харчовими продуктами (молоком, овочами, злаками). Концентрація К. в організмі регулюється гормонами паращитовидної залози. Основним регулятором засвоєння К. в організмі є вітамін D. Іони Са2+ беруть участь у формуванні кісткової тканини, вони необхідні для передачі нервових імпульсів, скорочення скелетних та гладких м’язів, регуляції роботи серця, згортання крові. Іони К. сповільнюють дію токсинів в організмі, знижують температуру тіла та підвищують його стійкість до інфекції, впливають на кислотно-основну рівновагу, функцію ендокринних залоз, виявляють протизапальну і десенсибілізувальну активність, усувають негативну дію надлишкового Калію, Натрію, Магнію, сприяють обміну Феруму. Зниження концентрації іонів Ca2+ в організмі призводить до багатьох захворювань і, перш за все, спричиняє збудження нервової системи (тетанія) та захворювання на остеопороз. Негативним є і надлишок К. у організмі. У людини погане самопочуття, знижується апетит і маса тіла, виявляється завапнення судин, особливо судин печінки.

У радіоактивній діагностиці для вивчення біохімії кісток, дослідження засвоєння К. кишками і його розподіл в організмі в нормі та патології, а також шляхів і швидкості виведення його з організму застосовують нуклід 45Са чи 47Са. У сучасній фармації нараховують близько двадцяти ЛП, які містять катіони К. Як аніони ці сполуки мають залишки органічних і неорганічних кислот. Серед препаратів, які містять К., найпоширенішим є кальцію хлорид (Calсii chloridum) CaCl2·6H2O, який зменшує проникність судин, зумовлює протиалергічну, діуретичну та протизапальну дію. Кальцію глюконат (Calcii gluconas), кальцієва сіль глюконової кислоти [HO–CH2–(CHOH)4-CОО]2Ca·H2O та кальцію лактат (Сalcii lactas) [СH3-CH(OH)–COO]2Ca·5H2O за фармакологічною дією схожі на кальцію хлорид, однак виявляють меншу подразливу дію, тому їх застосовують також для внутрішньом’язового введення. Оскільки кальцію лактат містить більше К., він ефективніший за кальцію глюконат. Кальцекс (Calcex) — комплексна сіль гексаметилентетраміну та кальцію хлориду. Цей препарат виявляє антимікробну, протизапальну та сенсибілізувальну дію — його застосовують при застудних захворюваннях. Кальцію карбонат осаджений (Calcii subcarbonas praecipitatus) CaCO3 виявляє виражену антацидну та адсорбівну активність. Сетлерс (Setlers) містить CаCO3 та Mg(OH)2. Це комбінований препарат, який зумовлює швидку антацидну дію, усуває печію. Сульфат кальцію (палений гіпс) 2CaSO4·H2O застосовують для гіпсових пов’язок і в зубопротезній практиці. Кальцію гідроксид Ca(OH)2 входить до складу цементу Кальцемін і пасти Кальцемін-паста, які застосовують у стоматології як матеріал для пломбування. Кальцію оксид CaO є складовою частиною цементу Силіцин, який також застосовують у стоматології.

Машковский М.Д. Лекарственные средства. — М., 1988. — Ч. 2; Суховєєв В.В. Металовмісні лікарські препарати. К., 2000.