„Calcium“ – Versionsunterschied

Eigenschaften
[Ar] 4s2 20Ca Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Calcium, Ca, 20
Elementkategorie	Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	2, 4, s
Aussehen	silbrig weiß
CAS-Nummer	7440-70-2
ECHA-InfoCard	100.028.344
Massenanteil an der Erdhülle	3,39 %[1]
Atomar[2]
Atommasse	40,078(4)[3] u
Atomradius (berechnet)	180 (194) pm
Kovalenter Radius	176 pm
Van-der-Waals-Radius	231[4] pm
Elektronenkonfiguration	[Ar] 4s2
1. Ionisierungsenergie	589,8
2. Ionisierungsenergie	1145,4
Physikalisch[2]
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	kubisch flächenzentriert
Dichte	1,55 g/cm3 (20 °C)[5]
Mohshärte	1,75
Magnetismus	paramagnetisch (Χm = 1,9 · 10��5)[6]
Schmelzpunkt	1115 K (842 °C)
Siedepunkt	1760 K[7] (1487 °C)
Molares Volumen	26,20 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	153 kJ/mol[7]
Schmelzenthalpie	8,54 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit	3810 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	647,3[1] J·kg−1·K−1
Austrittsarbeit	2,87 eV[8]
Elektrische Leitfähigkeit	29,4 · 106[9] S·m−1
Wärmeleitfähigkeit	200 W·m−1·K−1
Chemisch[2]
Oxidationszustände	(+1[10]) +2
Normalpotential	−2,84 V (Ca2+ + 2 e− → Ca)
Elektronegativität	1,00 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP 40Ca 96,941 % Stabil 41Ca {syn.} 103.000 a ε 0,421 41K 42Ca 0,647 % Stabil 43Ca 0,135 % Stabil 44Ca 2,086 % Stabil 45Ca {syn.} 162,61 d β− 0,257 45Sc 46Ca 0,004 % Stabil 47Ca {syn.} 4,536 d β− 1,992 47Sc 48Ca 0,187 % > 6 · 1018 a β−β− 4,272 48Ti
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Spin- Quanten- zahl I γ in rad·T−1·s−1 Er (1H) fL bei B = 4,7 T in MHz 43Ca 7/2 0−1,803 · 107 6,4 · 10−3 013,49
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[12] ggf. erweitertFehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:CLH-ECHA): "Datum"[11] Gefahr H- und P-Sätze H: 261 EUH: 014 P: 223​‐​232​‐​501​‐​402+404[11]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:Infobox Chemisches Element): "Basizität; Oxide"

Calcium (eingedeutscht Kalzium geschrieben) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Ca und der Ordnungszahl 20. Im Periodensystem steht es in der zweiten Hauptgruppe, bzw. der 2. IUPAC-Gruppe und zählt daher zu den Erdalkalimetallen. Die Schreibweise Calcium entspricht der IUPAC-Norm und gilt als fachsprachlich.^[13]

Elementares Calcium ist ein glänzendes, silberweißes Metall. In der Erdhülle ist es, auf den Massenanteil (ppmw) bezogen, nach Sauerstoff, Silicium, Aluminium und Eisen das fünfthäufigste Element. Aufgrund seiner starken Reaktivität kommt es nur chemisch gebunden als Bestandteil von Mineralien vor. Zu diesen gehören z. B. Calcit, Aragonit und Dolomit in Kalkstein, Marmor und Kreide sowie Gips (Calciumsulfat). Hydroxylapatit (Calciumphosphat) ist ein wesentlicher Bestandteil von Knochen und Zähnen.

Der Name „Calcium“ leitet sich vom lateinischen calx ab. So bezeichneten die Römer Kalk, Kalkstein, Kreide und aus Kalk hergestellten Mörtel (Baukalk).^[14]

Elementares Calcium gewann erstmals Humphry Davy 1808 durch Abdampfen des Quecksilbers aus elektrolytisch gewonnenem Calciumamalgam.

In der Umwelt kommt Calcium nur in gebundener Form vor. Eine Ausnahme stellt vermutlich eine Fluorit-Varietät („Stinkspat“) dar, in dessen Kristallgitter wahrscheinlich kolloidales Calcium durch natürliche radioaktive Strahlung entstand.^[15] Calciumhaltige Minerale wie Calcit und Gips sind in großen Mengen vorhanden (z. B. bestehen in den Alpen gebirgsbegleitende Züge aus Kalkstein – Nördliche Kalkalpen bzw. Südliche Kalkalpen).

Calciumverbindungen sind wasserlöslich, wobei die Löslichkeit von Calcium im Grundwasser wesentlich vom Kohlensäure-Überschuss bestimmt wird (Kalksättigung). Daher ist die Frage, welche Calciumverbindung im Grundwasser stabil ist, im Wesentlichen abhängig vom pH-Wert des Grundwassers. Als Calciumverbindung überwiegen bei mittleren bis alkalischen pH-Werten Calcit (Ca[CO₃]) und Gips (Ca[SO₄] · 2H₂O). Bei niedrigem pH-Wert tritt Calcium als Ca²⁺ (Alternativschreibung Ca⁺⁺) auf.^[16]

Haupteintragsprozess von Calcium in das Grundwasser ist die Verwitterung calciumhaltiger Gesteine wie Kalkstein.

Als essentieller Bestandteil der belebten Materie ist Calcium am Aufbau von Blättern, Knochen, Zähnen und Muscheln beteiligt. Neben K⁺ und Na⁺ spielt Ca²⁺ eine wichtige Rolle bei der Reizübertragung in Nerven- und Muskelzellen. Aber auch in anderen Zellen spielen Calcium-Ionen eine wichtige Rolle bei der Signaltransduktion.

Calcium ist ein leichtes, sehr duktiles, silbriges Metall, dessen Eigenschaften den schwereren Erdalkalimetallen Magnesium, Strontium, Barium und Radium sehr ähnlich sind. Es kristallisiert in der kubischen flächenzentrierten Anordnung wie Strontium. Oberhalb von 450 °C verwandelt es sich in eine hexagonale Kristallstruktur wie Magnesium.^[5]

Es ist ein guter elektrischer Leiter und Wärmeleiter. Beim Erhitzen geht es zuerst in einen flüssigen, dann in einen gasförmigen Zustand über und verliert seine metallischen Eigenschaften. Wenn es unter Druck gesetzt wird, beginnt es, seine metallischen Eigenschaften und seine elektrische Leitfähigkeit zu verlieren. Wenn der Druck jedoch weiter erhöht wird, werden die metallischen Eigenschaften wiederhergestellt und es zeigt die Eigenschaften eines Supraleiters, der andere Elemente in diesen Parametern um ein Vielfaches übertrifft.

Calcium ist weicher als Blei, lässt sich aber mit einem Messer nicht schneiden. In der Luft läuft es schnell an. Mit Wasser reagiert es heftig unter Bildung von Calciumhydroxid und Wasserstoff.

${\displaystyle \mathrm {Ca+2\ H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+H_{2}} }$

Reaktion von Calcium mit Wasser

An der Luft verbrennt es zu Calciumoxid und – geringfügig – Calciumnitrid. Fein verteiltes Calcium ist selbstentzündlich (pyrophor).

Beim Erhitzen reagiert es mit Stickstoff, Wasserstoff, Kohlenstoff, Silicium, Bor, Phosphor, Schwefel und anderen Substanzen. Im Freien reagiert es sofort mit Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid, sodass es mit einer grauen Beschichtung überzogen wird.

Es reagiert heftig mit Säuren und geht manchmal in Flammen auf. Aufgrund seiner hohen Reaktivität wird elementares Calcium im Labor in einem dunklen Glas mit fest geschlossenem Deckel und unter einer Schicht Paraffin oder Kerosin gelagert.^[17]

Calcium gehört zu den Erdalkalimetallen. Es liegt in chemischen Verbindungen fast nur in der Oxidationszahl +2 vor.^[10]

Das Metall wird unter Vakuum durch Reduktion von gebranntem Kalk (Calciumoxid) mit Aluminiumpulver bei 1200 °C hergestellt. Aluminium hat zwar eine geringere Reaktivität und Enthalpie als Calcium, sodass das Gleichgewicht der Reaktion

${\displaystyle \mathrm {4\ CaO+2\ Al\ {\xrightarrow {1200^{\circ }C}}\ CaAl_{2}O_{4}+3\ Ca\uparrow } }$

eigentlich fast völlig auf der linken Seite dieser Gleichung liegt, trotzdem funktioniert dieser Herstellungsprozess, weil das entstehende Calcium bei dieser Temperatur ständig verdampft und so aus dem Gleichgewicht verschwindet. Eine Reinigung erfolgt durch Destillation des Calciums.

Metallisches Calcium dient als Reduktionsmittel in der Metallurgie zur Herstellung von Metallen wie Thorium, Vanadium, Zirconium, Yttrium und anderen Metallen der Seltenen Erden, als Reduktionsmittel in der Stahl- und Aluminiumherstellung, als Legierungszusatz in Aluminium-, Beryllium-, Kupfer-, Blei- und Magnesiumlegierungen und als Ausgangsstoff für die Herstellung von Calciumhydrid.

Die technische Nutzung des Calciums erfolgt überwiegend in gebundener Form.

Kalkstein (überwiegend Calciumcarbonat, CaCO₃) und Dolomit (CaMg(CO₃)₂) sind zwei der wichtigsten Rohstoffe der heutigen Industrie:

• Verschlackungsmittel in der Stahlherstellung. Der Verbrauch liegt bei 0,5 Tonnen Kalkstein pro Tonne Stahl
• Ausgangsstoff zur Herstellung von gebranntem Kalk
• Kreide als Füllstoff für Kunststoffe, zum Beispiel PVC. Ziel ist die Verbesserung der Steifigkeit und Schlagzähigkeit, sowie eine Verringerung der Schrumpfung. Die ebenfalls stark erhöhte thermische Leitfähigkeit erlaubt höhere Arbeitstakte beim Extrudieren.
• Feinkörniges Calciumcarbonat dient als Füllstoff von hochwertigem, holzfreiem Papier
• Fein vermahlener Kalk oder Dolomit wird als Düngekalk in der Land- und Forstwirtschaft oder als Futterkalk in der Tierhaltung eingesetzt.

Calciumsulfat (Gips) wird als Baustoff verwendet.

Calciumcarbid dient als Ausgangsstoff für chemische Synthesen und zur Herstellung von Kalkstickstoff-Dünger und früher zur Synthese von Acetylen (Ethin), daher wird Calciumcarbid richtiger als Calciumacetylid bezeichnet.

Calciumchlorid ist stark hygroskopisch. Es wird daher als Trocknungsmittel, Auftausalz und im Beton als Abbindebeschleuniger eingesetzt.

Neben der bei Calcium orange-roten Flammenfärbung weist man Calcium-, Strontium- und Barium-Kationen mit Schwefelsäure oder Ammoniumsulfatlösung nach. Bei dieser Nachweisreaktion entstehen weiße, säure-unlösliche Niederschläge. Auch mit Carbonat-, Oxalat- und Dichromat-Anionen können Niederschläge unterschiedlich geringer Löslichkeit erzeugt werden. Deren genauere Untersuchung lässt dann eine Unterscheidung der Erdalkalimetall-Kationen zu (vgl. unter Kationentrenngang und Ammoniumcarbonatgruppe).

In der Routineanalytik (Klinische Chemie, Umweltchemie, Wasserchemie) wird Calcium bis in den Spurenbereich mit der Flammenphotometrie quantitativ bestimmt. Die Bestimmungsgrenze liegt bei 100 µg/l.^[18] In höheren Konzentrationen ist auch die Titration mit EDTA gegen Eriochromschwarz T möglich. Zur gravimetrischen Bestimmung von Calcium fällt man dieses mit Oxalat und glüht es bei 600 °C aus, um die Wägeform Calciumcarbonat zu erhalten.

Die Calcium-Konzentration wird in der Routine-Labordiagnostik in Blut und Urin bestimmt. Calcium ist ein wichtiger Parameter in der Diagnostik des Knochen- und Calciumstoffwechsels. Als Blutprobe kann sowohl Serum als auch heparinisiertes Plasma verwendet werden; entsprechend wird die Calcium-Konzentration im Blut kurz als Serumcalcium oder Plasmacalcium bezeichnet. Zu beachten ist bei Plasma, dass kein Calcium-bindendes Antikoagulans (wie Citrat oder EDTA) verwendet wird.^[19][20] Ein zu langes Stauen der Vene vor der Blutentnahme kann zu falsch erhöhten Werten führen.

Calcium liegt im Blut zu 50 % als Ca²⁺-Ionen, zu 35 % an Proteine (Albumin, Globuline) gebunden und zu 15 % komplexgebunden (Bicarbonat, Lactat, Citrat, Phosphat) vor. Der Serumwert des Calcium bewegt sich in engen Grenzen bei einem normalen Gesamtcalcium von 2,2 bis 2,6 mmol/L (9 bis 10,5 mg/dL) und einem normalen ionisierten Calcium von 1,1 bis 1,4 mmol/L (4,5 bis 5,6 mg/dL). Die biologischen Effekte von Calcium werden durch die Verfügbarkeit freier Calciumionen bestimmt, ausschlaggebend ist daher das ionisierte Calcium.^[21]

Die totale Calcium-Konzentration (Gesamtcalcium) im Blut ist von der Albumin-Konzentration abhängig und muss entsprechend korrigiert werden. Alternativ wird direkt die Konzentration des ionisierten Calciums gemessen.^[19] Das Gesamtcalcium im Serum wird mittels Absorptionsspektrometrie oder Flammenatomemissionspektrometrie bestimmt.^[22] Dabei werden die physikalischen Eigenschaften von Calcium ausgenutzt.

Ionisiertes Calcium wird mit ionenselektiven Elektroden bestimmt.^[22]

Die Calciumkonzentration ist im Körper äußerst eng kontrolliert. Eine erhöhte Calciumkonzentration wird als Hyperkalzämie, eine erniedrigte Calciumkonzentration wird als Hypokalzämie bezeichnet. Spezifische Ursachen und Symptome finden sich dort.

Die genauen Werte sind abhängig vom Messverfahren, weshalb der vom Labor angegebene Referenzwert ausschlaggebend ist. Bei Kindern liegen die Werte etwas höher als bei Erwachsenen.

Calcium ist ein Mengenelement (Definition: Element mit mehr als 50 mg pro kg Körpergewicht) und gehört damit nicht zu den Spurenelementen. Mit einem Körperbestand von 1 bis 1,1 kg ist Calcium der mengenmäßig am stärksten vertretene Mineralstoff im menschlichen Organismus. 99 % des im Körper vorkommenden Calciums befinden sich gebunden in Knochen (über 90 %) und Zähnen – die calciumreiche Verbindung Hydroxylapatit (Ca₅(PO₄)₃(OH)) verleiht ihnen Stabilität und Festigkeit. Gleichzeitig dienen die Knochen als Speicher für Calcium – bei Calciummangel kann ein Teil davon aus den Knochen gelöst und für andere Aufgaben zur Verfügung gestellt werden. Die Knochenentkalkung, Osteoporose, kommt vor allem bei älteren Menschen vor. Zur Prävention der Osteoporose trägt eine vermehrte Calcium-Aufnahme von etwa 1 g/Tag bei (Basistherapie DVO).

Innerhalb der Zellen ist Calcium entscheidend an der Erregung von Muskeln und Nerven, dem Glykogen-Stoffwechsel, der Zellteilung sowie an der Aktivierung einiger Enzyme und Hormone beteiligt. Wie erstmals Setsuro Ebashi nachwies, führt erst der Einstrom von Calcium-Ionen in die Muskelzellen zu einer Kontraktion der Muskulatur. Außerhalb der Zellen ist Calcium an der Blutgerinnung und der Aufrechterhaltung der Zellmembranen beteiligt. Im Blutserum muss ständig eine Konzentration von 2,1 bis 2,6 mmol/l Calcium gegeben sein, wobei etwa 1 bis 1,5 mmol/l in ionisierter Form vorliegen. Sie wird durch die Hormone Calcitriol, Calcitonin und Parathormon reguliert. Nur 0,1 % des im Körper vorhandenen Calciums findet sich im Extrazellularraum, davon sind 30 bis 55 % an Proteine gebunden, 5 bis 15 % liegen in Form von Komplexen vor (z. B. Calciumhydrogencarbonat, Calciumcitrat, Calciumsulfat, Calciumphosphat oder Calciumlactat). Nur ca. 50 % des extrazellulären Calciums liegt in frei ionisierter und damit in biologisch aktiver Form vor.^[23] Symptome der Hypokalzämie treten erst bei einem Mangel dieses ionisierten Calciumanteils auf.^[24]

Die D-A-CH Referenzwerte der Deutschen Gesellschaft für Ernährung, der Österreichischen Gesellschaft für Ernährung und der Schweizerischen Gesellschaft für Ernährung (2012); die tolerierbaren Höchstaufnahmemengen wurden von der Europäischen Behörde für Lebensmittelsicherheit (European Food Safety Authority, EFSA) 2006 herausgegeben:^[25][26]

Die Empfehlungen des US-amerikanischen Food and Nutrition Board (FNB) at the Institute of Medicine of the National Academies (November 2010):^[27]

Nicht alles Calcium, was durch die Nahrung aufgenommen wird, wird im Magen resorbiert. Der Mensch resorbiert zirka 30 % des Calciums aus der Nahrung, dieser Prozentsatz variiert aber je nach Nahrungszusammensetzung. Auch andere Faktoren nehmen Einfluss auf die Calciumresorption. Die Effizienz der Resorption nimmt bei steigender Calciumaufnahme ab. Bei Säuglingen und Kindern im Wachstum liegt die Resorptionsrate bei bis zu 60 %, da diese für den Knochenaufbau viel Calcium benötigen. Die Resorptionsrate fällt auf bis zu 15 bis 20 % bei Erwachsenen, wobei der Bedarf bei Frauen in der Schwangerschaft wieder ansteigt.^{[28][29][30][31]}

Risikogruppen für eine unzureichende Calciumzufuhr sind junge Frauen, Schwangere, Stillende und Senioren.^[31]

Voraussetzung dafür, dass Calcium in größeren Mengen vom Körper aufgenommen werden kann, ist eine ausreichende Versorgung mit Vitamin D₃. Durch die gleichzeitige Zufuhr von Oxalsäure und Phytinsäure sowie deren Salze (Oxalate, Phytate) wird die Calciumresorption verringert. Ausgeschieden wird Calcium über den Urin, wobei unter anderem eine hohe Zufuhr von Proteinen, Speisesalz, Kaffee oder Alkohol die Calciumausscheidung erhöht.^{[31][32][33][34]}

Das spezifische Aminosäuren-Profil – besonders von schwefelhaltigen Aminosäuren – bestimmt den calciuretischen (die Calciumausscheidung über die Niere fördernden) Effekt der Nahrungsproteine. Sulfate, die im Stoffwechsel aus solchen Aminosäuren gebildet werden, erhöhen die Acidität des Urins, was zur Folge hat, dass größere Calciummengen in den Urin abgeschieden werden. Schwefelhaltige Aminosäuren finden sich sowohl in Nahrung tierischer Herkunft wie auch in Nahrungspflanzen, zum Beispiel Getreide.^[32][33][35]

Ungefähre Calciumgehalte in mg pro 100 g Lebensmittel (verzehrbarer Anteil):

• Samen
  • Mohn: 2500 mg
  • Hanfsamen: 144 bis 954 mg^[36]
  • Sesam: 800 mg
  • Mandeln, Haselnüsse und Amarant: 200 bis 250 mg
  • Paranüsse: 170 mg
  • Gekochte Sojabohnen: 70 mg
  • Hafermehl und Sonnenblumenkerne: 50 mg
• Milchprodukte
  • Käse
    • Hartkäse: 1100 mg bis 1300 mg
    • Schnittkäse: 500 mg bis 1100 mg
    • Weichkäse: 300 mg bis 500 mg
  • Milch, Joghurt und Kefir: 100 mg bis 150 mg
  • Molke: 70 mg bis 100 mg
• Gemüse
  • Brennnesseln: 360 mg
  • Grünkohl, Petersilie: 200 mg bis 250 mg
  • Brunnenkresse, Löwenzahn und Rucola: 150 mg bis 200 mg
  • Chinakohl, Fenchel, Broccoli, Meerrettich: 100 mg bis 150 mg
  • Bleichsellerie: 80 mg
  • Rote Rüben: 20 mg
• Früchte
  • Getrocknete Feigen: 250 mg
  • Bananen: 8 mg
• Vollkornbrot: 50 mg
• Mineralwasser: 2 mg bis > 50 mg^[37]

Im Gegensatz zum Nierengesunden kann ein Dialyse-Patient überflüssiges Calcium nicht über den Urin ausscheiden, und auch der Knochen nimmt in der Regel das angebotene Calcium nicht auf. So besteht die Gefahr, dass sich Calcium in Gefäßen und Weichteilen absetzt. Calciumcarbonat, angewendet als Phosphatbinder, kann zur kardiovaskulären Verkalkung beitragen. Eine über zwei Jahre durchgeführte Studie aus dem Jahr 2004 zeigte eine stetige Korrelation zwischen der Einnahme von Calciumcarbonat und voranschreitender Arterienverkalkung bei Hämodialyse-Patienten.^[38]

Im Jahre 2010 publizierten Bolland u. a. im British Medical Journal eine Metaanalyse, die behauptet, dass Calciumpräparate ohne Cholecalciferol (Vitamin D₃) das Herzinfarktrisiko um bis zu 30 % steigern. Dieser Effekt soll dosisabhängig ab einer täglichen Supplementierung von 500 mg Calcium ohne Vitamin D₃ auftreten. Auch Schlaganfälle und Todesfälle traten in der Calciumsupplementgruppe vermehrt auf.^[39][40] Diese Arbeit wurde bezüglich ihrer Methodik kritisiert.^[41][42] Die Arzneimittelkommission der deutschen Ärzteschaft erkannte in den von Bolland u. a. vorgelegten Daten keinen ausreichenden Beleg für ein erhöhtes Herzinfarktrisiko durch die Anwendung von Calciumsupplementen. In einer Stellungnahme verwies die Kommission zudem darauf, dass die in der Metaanalyse untersuchte alleinige Gabe von Calcium zur Korrektur einer osteoporotischen Stoffwechselstörung ohne zusätzliche Gabe von Vitamin D₃ in den gültigen deutschen Leitlinien nicht empfohlen wird. Andererseits sei auch der Nutzen der kombinierten Substitution von Calcium und Vitamin D₃ zur Prävention von Frakturen begrenzt und abhängig von Faktoren wie der Calciumzufuhr über die Nahrung, der Vitamin-D-Serumkonzentration, dem Lebensalter, einer Unterbringung in einem Pflegeheim und dem Ausgangsrisiko für Frakturen. Es gebe keine aussagekräftigen Daten, die belegen, dass eine Calciumsupplementierung bei Menschen mit normaler Calcium- und Vitamin-D₃-Versorgung von Nutzen ist. Andererseits ließen sich negative Auswirkungen wie ein erhöhtes Risiko für Nierensteine nachweisen. Calciumsupplemente könnten deshalb nicht generell empfohlen werden. Es müssten vielmehr Risikogruppen identifiziert werden, die voraussichtlich von einer zusätzlichen Calciumgabe profitieren. Die Gesamtcalciumaufnahme (Nahrung plus Supplement) sollte nach Meinung der Kommission 1000 bis 1500 mg betragen.^[43]

Auch Studien aus dem Jahr 2013 weisen auf eine erhöhte Mortalität durch eine Über-Substitution von Calcium hin. Eine schwedische Studie zeigt, dass Frauen, die unnötigerweise mit Calcium substituiert wurden, obwohl genügend Calcium über die Nahrung aufgenommen wurde, eine erhöhte Mortalität aufwiesen.^[44] Für Männer wurde in einer anderen Studie ein erhöhtes Herz-Kreislauf-Risiko durch Calciumsubstitution festgestellt.^[45]

Zwei prospektive Kohortenstudien zeigten, dass der Konsum von Calciumdosen > 2000 mg pro Tag mit einem erhöhten Risiko für Prostatakrebs einhergeht. Zwei andere prospektive Kohortenstudien brachten keinen Zusammenhang für Calciumdosen von 1330 und 1840 mg pro Tag. Als Hintergrund für die Risikoerhöhung wird eine mangelhafte Produktion von Vitamin D₃ verdächtigt. Eine hohe Calciumzufuhr vermindert die körpereigene Cholecalciferol-Produktion, und präklinische Studien zeigten mehrere potenziell nützliche Effekte des Vitamins bezüglich Prostatakrebs. In welchem Ausmaß der Calciumkonsum im Verhältnis zum Fettkonsum (aus Milch und Milchprodukten) zum Risiko beiträgt, ist unklar.^[46]

• Apatit
• Calciumcarbonat, Kalkstein, Marmor
• Calciumoxid, gebrannter Kalk
• Calciumhydroxid, gelöschter Kalk
• Calciumsulfat, Anhydrit, Gips, Bassanit

• Calciumfluorid
• Calciumchlorid
• Calciumbromid
• Calciumiodid

• Calciumcarbid
• Calciumnitrat
• Calciumphosphat
• Calciumsilikat

• Calciumacetat
• Calciumcitrat
• Calciumgluconat
• Calciumlactat
• Calciumlactatgluconat
• Calciumpropionat

• Calciumdinatriumethylendiamintetraacetat

• Calciumbromat

• Calciumkanal
• Calciumantagonist
• Calciummangel
• Calciumüberschuss

Wiktionary: Calcium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Calcium – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Calcium – Lern- und Lehrmaterialien

• Heilmittel Calcium bei Phytodoc
• Calcium Calculator – Ein Tool zur Berechnung der eingenommenen Menge Calcium (englisch)
• Laborlexikon: Calcium

1. ↑ ^{a b} Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Calcium) entnommen.
3. ↑ CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013.
4. ↑ Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 113, 2009, S. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.
5. ↑ ^{a b} N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 136.
6. ↑ Robert C. Weast u. a. (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. Chemical Rubber Publishing Company, Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
7. ↑ ^{a b} Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
8. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6: Festkörper. 2. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin/New York 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.
9. ↑ T. C. Chi: Electrical Resistivity of Alkaline Earth Elements. S. 470 (nist.gov [PDF]).
10. ↑ ^{a b} Sven Krieck, Helmar Görls, Lian Yu, Markus Reiher, Matthias Westerhausen: Stable "Inverse" Sandwich Complex with Unprecedented Organocalcium(I): Crystal Structures of [(thf)2Mg(Br)-C6H2-2,4,6-Ph3] and [(thf)3Ca{μ-C6H3-1,3,5-Ph3}Ca(thf)3]. In: Journal of the American Chemical Society. Band 131, Nr. 8, 4. Februar 2009, S. 2977–2985, doi:10.1021/ja808524y.  An der Friedrich-Schiller-Universität Jena wurde 2009 ein stabiler, wenn auch extrem wasser- und luftempfindlicher Calcium(I)-Komplex (inverse sandwich) synthetisiert, bei dem das Calcium in der bei stabilen Verbindungen bislang unbekannten Oxidationsstufe +1 vorliegt.
11. ↑ ^{a b} Eintrag zu Calcium in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:GESTIS): "Datum"
12. ↑ Eintrag zu Calcium im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA) Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
13. ↑ Eintrag auf duden.de, abgerufen am 14. November 2017
14. ↑ Vgl. auch Friedrich Kluge, Alfred Götze: Etymologisches Wörterbuch der deutschen Sprache. 20. Aufl., hrsg. von Walther Mitzka, De Gruyter, Berlin/ New York 1967; Neudruck („21. unveränderte Auflage“) ebenda 1975, ISBN 3-11-005709-3, S. 342 (Kalk).
15. ↑ berthold-weber.com: Fluorit im Wölsendorfer Flußspat-Revier (Memento vom 16. Juli 2006 im Internet Archive), abgerufen am 10. März 2011.
16. ↑ Burkhard Heuel-Fabianek: Partition Coefficients (Kd) for the Modelling of Transport Processes of Radionuclides in Groundwater (PDF; 9,4 MB) JÜL-Berichte, Forschungszentrum Jülich, Nr. 4375, 2014.
17. ↑ MEL Science: Chemical and physical characteristics of calcium, its interaction with water
18. ↑ K. Cammann (Hrsg.): Instrumentelle Analytische Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg/Berlin 2001, S. 4–60.
19. ↑ ^{a b} W. G. Robertson, R. W. Marshall: Calcium measurements in serum and plasma--total and ionized. In: CRC Critical Reviews in Clinical Laboratory Sciences. Band 11, Nr. 3, November 1979, S. 271–304, PMID 116800. 
20. ↑ ^{a b} H. Renz (Hrsg.): Integrative Klinische Chemie und Laboratoriumsmedizin. Pathophysiologie, Pathobiochemie, Hämatologie. Walter de Gruyter, 2003, ISBN 3-11-017367-0.
21. ↑ Olav Hagemann: Calcium. In: laborlexikon.de. Abgerufen am 21. Mai 2011. 
22. ↑ ^{a b} Walter G. Guder, Jürgen Nolte (Hrsg.): Das Laborbuch für Klinik und Praxis. Elsevier, Urban & Fischer, München/Jena 2005, ISBN 3-437-23340-8.
23. ↑ Laura M. Calvi, David A. Bushinsky: When Is It Appropriate to Order an Ionized Calcium? In: Journal of the American Society of Nephrology. Band 19, Nr. 7, 1. Juni 2008, S. 1257–1260, doi:10.1681/ASN.2007121327. 
24. ↑ Reinhard Larsen: Anästhesie und Intensivmedizin in Herz-, Thorax- und Gefäßchirurgie. (1. Auflage 1986) 5. Auflage. Springer, Berlin/Heidelberg/New York u. a. 1999, ISBN 3-540-65024-5, S. 56 (Kalzium).
25. ↑ Deutsche Gesellschaft für Ernährung: Calcium Referenzwerte für die Nährstoffzufuhr.
26. ↑ Scientific Committee on Food / Scientific Panel on Dietetic Products, Nutrition and Allergies / European Food Safety Authority (Hrsg.): Tolerable upper Intake Levels for Vitamins and Minerals. 2006, ISBN 92-9199-014-0, S. 243–252 (efsa.europa.eu [PDF; 5,7 MB]). 
27. ↑ Food and Nutrition Board (FNB) at the Institute of Medicine of the National Academies: Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D (Memento vom 24. Dezember 2010 im Internet Archive).
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