Calcium

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Dieser Artikel beschäftigt sich mit dem chemischen Element Calcium, zum KDE-Programm siehe Kalzium (KDE).
Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Calcium, Ca, 20
Serie Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block 2, 4, s
Aussehen silbrig weiß
CAS-Nummer 7440-70-2
Massenanteil an der Erdhülle 3,39 %[1]
Atomar [2]
Atommasse 40,078 u
Atomradius (berechnet) 180 (194) pm
Kovalenter Radius 176 pm
Van-der-Waals-Radius 231[3] pm
Elektronenkonfiguration Ar 4s2
Austrittsarbeit 2,87 eV[4]
1. Ionisierungsenergie 589,8 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie 1145,4 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand fest
Kristallstruktur kubisch flächenzentriert
Dichte 1,55 g/cm3 (20 °C)[5]
Mohshärte 1,75
Magnetismus paramagnetisch (\chi_{m} = 1,9 · 10−5)[6]
Schmelzpunkt 1115 K (842 °C)
Siedepunkt 1760 K[7] (1487 °C)
Molares Volumen 26,20 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme 153 kJ/mol[7]
Schmelzwärme 8,54 kJ/mol
Schallgeschwindigkeit 3810 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität 647,3[1] J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit 29,4 · 106 A/(V · m)
Wärmeleitfähigkeit 200 W/(m · K)
Chemisch [2]
Oxidationszustände (+1[8]) +2
Oxide (Basizität) CaO (stark basisch)
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 γ in
rad·T−1·s−1
Er(1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
43Ca 7/2 −1,8 · 107 0,00000868 6,73
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [9]
02 – Leicht-/Hochentzündlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 261
P: 231+232​‐​422 [10]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [11] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [9]
Leichtentzündlich
Leicht-
entzündlich
(F)
R- und S-Sätze R: 15
S: (2)​‐​8​‐​24/25​‐​43
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Calcium, oder Kalzium, ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Ca und der Ordnungszahl 20. Im Periodensystem steht es in der zweiten Hauptgruppe und zählt daher zu den Erdalkalimetallen.

Elementares Calcium ist ein glänzendes, silberweißes Metall. In der Umwelt kommt Calcium nur in gebundener Form als Bestandteil von Mineralien vor. Zu diesen Mineralien gehören z. B. Kalkstein (auch als Calcit, Kalkspat oder Marmor), Kreide und Gips. Außerdem ist Calcium ein wesentlicher Bestandteil der Knochen.

GeschichteBearbeiten

Humphry Davy, erster Hersteller elementaren Calciums

Der Name „Calcium“ leitet sich vom lateinischen calx ab. So bezeichneten die Römer Kalkstein, Kreide und daraus hergestellten Mörtel.

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

VorkommenBearbeiten

Calcium ist das fünfthäufigste Element der Erdkruste. Aufgrund seiner chemischen Reaktivität kommt es nur chemisch gebunden natürlich vor. Eine Ausnahme stellt vermutlich eine Fluorit-Varietät („Stinkspat“) dar, in dessen Kristallgitter wahrscheinlich kolloidales Calcium durch natürliche radioaktive Strahlung entstand.[12] 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).

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

EigenschaftenBearbeiten

Kristalle von unter Schutzatmosphäre gelagertem Calcium
Teilweise oxidiertes Calcium

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

Calcium gehört zu den Erdalkalimetallen. Es liegt in chemischen Verbindungen fast nur in der Oxidationszahl +2 vor.[8]

HerstellungBearbeiten

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, so dass das Gleichgewicht der Reaktion

 \mathrm{4 \ CaO + 2 \ Al \ \xrightarrow{1200^{\circ}C}\ CaAl_2O_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.

VerwendungBearbeiten

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 (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 dient als Tau- und Trocknungsmittel sowie als Beton-Abbindebeschleuniger.

NachweisBearbeiten

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.[13] In höheren Konzentrationen ist auch dieTitration 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.

PräanalytikBearbeiten

Die Calcium-Konzentration wird in der Routine-Labordiagnostik in Blut und Urin bestimmt. Die Calcium-Konzentration im Blut wird oft auch als Serumcalcium oder Plasmacalcium bezeichnet. Calcium ist ein wichtiger Parameter in der Diagnostik des Knochen- und Calciumstoffwechsels. Als Blutprobe kann sowohl Serum als auch heparinisiertes Plasma verwendet werden. Zu beachten ist bei Plasma, dass kein Calcium-bindendes Antikoagulans (wie Citrat oder EDTA) verwendet wird.[14][15] Ein zu langes Stauen der Vene vor der Blutentnahme kann zu falsch erhöhten Werten führen.

AnalytikBearbeiten

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 2,2–2,6 mmol/L (9–10,5 mg/dL) und einem normalen ionisierten Calcium von 1,1–1,4 mmol/L (4,5–5,6 mg/dL). Die biologischen Effekte von Calcium werden durch die Verfügbarkeit freier Calciumionen bestimmt, ausschlaggebend ist daher das ionisierte Calcium.[16]

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.[14] Das Gesamtcalcium im Serum wird mittels Absorptionsspektrometrie oder Flammenatomemissionspektrometrie bestimmt.[17] Dabei werden die physikalischen Eigenschaften von Calcium ausgenutzt.

Ionisiertes Calcium wird mit ionenselektiven Elektroden bestimmt.[17]

InterpretationBearbeiten

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.

Messwert Referenzbereich[15]
Gesamtcalcium 8,4–10,5 mg/dl 2,2–2,6 mmol/l
Ionisiertes Calcium 4,6–5,4 mg/dl 1,15–1,35 mmol/l

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.

Funktionen im menschlichen OrganismusBearbeiten

Hauptartikel: Calciumstoffwechsel

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 1–1,1 kg ist Calcium der mengenmäßig am stärksten vertretene Mineralstoff im menschlichen Organismus. 99 % des im Körper vorkommenden Calciums befinden sich in Knochen 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. Innerhalb der Zellen ist Calcium 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 Blut muss ständig eine Konzentration von 2,1–2,6 mmol/l Calcium gegeben sein. Sie wird durch die Hormone Calcitriol, Calcitonin und Parathormon reguliert. Nur 0,1 % des im Körper vorhandenen Calciums findet sich im Extrazellularraum, davon ist 30–55 % an Proteine gebunden, 5–15 % liegt 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.[18]

Zur Prävention der Osteoporose trägt eine vermehrte Calcium-Aufnahme von etwa 1 g/Tag bei (Basistherapie DVO).

Calcium ist ein wichtiger Parameter in der Diagnostik des Knochen- und Calciumstoffwechsels (siehe auch Calcium#Analytik). Ein erhöhter Calcium-Spiegel im Blut wird als Hyperkalzämie bezeichnet, ein zu niedriger Calcium-Spiegel als Hypokalzämie.

TagesbedarfBearbeiten

DGE, ÖGE, SGE ReferenzwerteBearbeiten

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:[19][20]

Alter Empfohlene Zufuhr
(mg/Tag)
Nährstoffdichte
männlich (mg/MJ)1
Nährstoffdichte
weiblich (mg/MJ)1
tolerierbare
Höchstaufnahmemenge
(UL)
(mg/Tag)
Säugling 0–4 Monate2 220 mg 110 mg 116 mg n/v
Säugling 4–12 Monate 330 mg 133 mg 138 mg n/v
1–4 Jahre 600 mg 128 mg 136 mg n/v
4–7 Jahre 750 mg 109 mg 121 mg n/v
7–10 Jahre 900 mg 114 mg 127 mg n/v
10–13 Jahre 1100 mg 117 mg 129 mg n/v
13–15 Jahre 1200 mg 107 mg 128 mg n/v
15–19 Jahre 1200 mg 113 mg 141 mg n/v
19–25 Jahre 1000 mg 94 mg 123 mg 2500 mg
25–51 Jahre 1000 mg 98 mg 128 mg 2500 mg
51–65 Jahre 1000 mg 109 mg 135 mg 2500 mg
über 65 Jahre 1000 mg 120 mg 145 mg 2500 mg
Schwangere
unter 19 Jahre
1200 mg ~ 109 mg 2500 mg
Schwangere
über 19 Jahre
1000 mg 109 mg 2500 mg
Stillende
unter 19 Jahre
1200 mg ~ 93 mg 2500 mg
Stillende
über 19 Jahre
1000 mg 93 mg 2500 mg

1 Berechnet für Jugendliche und Erwachsene mit überwiegend sitzender Tätigkeit (Physical Activity Level von 1,4)
2 Hierbei handelt es sich um einen Schätzwert

Food and Nutrition Board (US) ReferenzwerteBearbeiten

Die Empfehlungen des US-amerikanischen Food and Nutrition Board (FNB) at the Institute of Medicine of the National Academies (November 2010):[21]

Alter Geschätzter Bedarf
(mg/Tag)
Empfohlene Zufuhr
(mg/Tag)
tolerierbare
Höchstaufnahmemenge
(UL)
(mg/Tag)
Säugling 0–6 Monate n/v 200 mg 1000 mg
Säugling 6–12 Monate n/v 260 mg 1500 mg
1–3 Jahre 500 mg 700 mg 2500 mg
4–8 Jahre 800 mg 1000 mg 2500 mg
9–13 Jahre 1110 mg 1300 mg 3000 mg
14–18 Jahre 1110 mg 1300 mg 3000 mg
19–30 Jahre 800 mg 1000 mg 2500 mg
30–50 Jahre 800 mg 1000 mg 2500 mg
50–70 Jahre Männer 800 mg 1000 mg 2000 mg
50–70 Jahre Frauen 1000 mg 1200 mg 2000 mg
älter als 70 Jahre 1000 mg 1200 mg 2000 mg
14–18 Jahre
schwanger/stillend
1100 mg 1300 mg 3000 mg
19–50 Jahre
schwanger/stillend
800 mg 1000 mg 2500 mg

AufnahmeBearbeiten

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 15–20 % bei Erwachsenen, wobei der Bedarf bei Frauen in der Schwangerschaft wieder ansteigt.[22][23][24][25]

Risikogruppen für eine unzureichende Calciumzufuhr sind junge Frauen, Schwangere, Stillende und Senioren.[25]

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.[25][26][27][28]

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.[26][27][29]

CalciumquellenBearbeiten

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

Gesundheitliche RisikenBearbeiten

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.[32]

Im Jahre 2010 publizierten Bolland et al. im British Medical Journal eine Metaanalyse, die behauptet, dass Calciumpräparate ohne Vitamin D das Herzinfarktrisiko um bis zu 30 Prozent steigern. Dieser Effekt soll dosisabhängig ab einer täglichen Supplementierung von 500 mg Calcium ohne Vitamin D auftreten. Auch Schlaganfälle und Todesfälle traten in der Calciumsupplementgruppe vermehrt auf.[33][34] Diese Arbeit wurde bezüglich ihrer Methodik kritisiert.[35][36] Die Arzneimittelkommission der deutschen Ärzteschaft erkannte in den von Bolland et al. 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 D in den gültigen deutschen Leitlinien nicht empfohlen wird. Andererseits sei auch der Nutzen der kombinierten Substitution von Calcium und Vitamin D 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-D-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.[37]

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 substitutiert wurden, obwohl genügend Calcium über die Nahrung aufgenommen wurde, eine erhöhte Mortalität aufwiesen.[38] Für Männer wurde in einer anderen Studie ein erhöhtes Herz-Kreislauf-Risiko durch Calciumsubstitution festgestellt.[39]

VerbindungenBearbeiten

Siehe auchBearbeiten

WeblinksBearbeiten

 Wiktionary: Calcium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
 Commons: Calcium – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
 Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Calcium – Lern- und Lehrmaterialien

EinzelnachweiseBearbeiten

  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. 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. 2009, 113, S. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.
  4. Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, S. 361.
  5. N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 136.
  6. Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. 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. 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. 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 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.
  9. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7440-70-2 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
  10. Datenblatt Calcium bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 15. März 2011 (PDF).
  11. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  12. berthold-weber.com: Fluorit im Wölsendorfer Flußspat-Revier, abgerufen am 10. März 2011.
  13. K. Cammann (Hrsg.), Instrumentelle Analytische Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg/Berlin 2001, S. 4–60.
  14. 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. 11, Nr. 3, November 1979, S. 271–304, PMID 116800.
  15. a b Renz H (Hrsg.). Integrative Klinische Chemie und Laboratoriumsmedizin. Pathophysiologie, Pathobiochemie, Hämatologie. Walter de Gruyter 2003. ISBN 3-11-017367-0.
  16. Hagemann O.: Calcium. In: laborlexikon.de. Abgerufen am 21. Mai 2011.
  17. a b Guder WG und Nolte J (Hrsg.). Das Laborbuch für Klinik und Praxis. 1. Auflage. Elsevier, Urban und Fischer, 2005, ISBN 3-437-23340-8.
  18.  Laura M. Calvi, David A. Bushinsky: When Is It Appropriate to Order an Ionized Calcium?. In: Journal of the American Society of Nephrology. 19, Nr. 7, 1. Juni 2008, S. 1257–1260, doi:10.1681/ASN.2007121327.
  19. Deutsche Gesellschaft für Ernährung: Calcium Referenzwerte für die Nährstoffzufuhr
  20.  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. Februar 2006, ISBN 92-9199-014-0, S. 243–252 (482 Seiten, PDF (5,7 MB)).
  21. Food and Nutrition Board (FNB) at the Institute of Medicine of the National Academies: Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D.
  22. Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D and Calcium, Food and Nutrition Board, Institute of Medicine. Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D. Washington, DC: National Academy Press, 2010.
  23. Optimal calcium intake. In: NIH consensus statement. Band 12, Nummer 4, 1994 Jun 6–8, S. 1–31, ISSN 1080-1707, PMID 7599655. (Review).
  24. R. P. Heaney, R. R. Recker, M. R. Stegman, A. J. Moy: Calcium absorption in women: relationships to calcium intake, estrogen status, and age. In: Journal of bone and mineral research : the official journal of the American Society for Bone and Mineral Research. Band 4, Nummer 4, August 1989, S. 469–475, ISSN 0884-0431, doi:10.1002/jbmr.5650040404, PMID 2816496.
  25. a b c Office of Dietary Supplements, National Institutes of Health: Dietary Supplement Fact Sheet Calcium (August 2012).
  26. a b Weaver CM, Proulx WR, Heaney R.: Choices for achieving adequate dietary calcium with a vegetarian diet. In: Am J Clin Nutr. 1999 Sep; 70(3 Suppl): 543S–548S. PMID 10479229 Volltext (PDF; 89 kB)
  27. a b R. P. Heaney: Bone mass, nutrition, and other lifestyle factors. In: Nutrition reviews. Band 54, Nummer 4 Pt 2, April 1996, S. S3–10, ISSN 0029-6643, PMID 8700450 (Review).
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