Calcio: propiedades, estructura, obtención, usos
El calcio es un metal alcalinotérreo que pertenece al grupo 2 de tabla periódica (Sr. Becambara). Este metal ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos presentes en la corteza terrestre; detrás del hierro y el aluminio. Se representa con el símbolo químico Ca, y su número atómico es el 20.
El calcio representa el 3,64% de la corteza terrestre y es el metal más abundante en el cuerpo humano, representando el 2% de su peso. No se encuentra libre en la naturaleza; pero forma parte de numerosos minerales y compuestos químicos.
Por ejemplo, se encuentra en el mineral calcita, que a su vez forma parte de la piedra caliza. El carbonato de calcio está presente en la tierra como mármol, dolomita, cáscara de huevo, coral, perlas, estalactitas, estalagmitas, así como en las conchas de muchos animales marinos o caracoles.
Además, el calcio forma parte de otros minerales, como el yeso, la anhidrita, la fluorita, y la apatita. No es de extrañarse entonces que sea sinónimo de huesos a nivel cultural.
Cuando se expone al aire el calcio se cubre de un revestimiento amarillento, producto de una mezcla de óxido, nitruro e hidróxido de calcio. Sin embargo, recién cortado la superficie es lustrosa, plateada-blancuzca. Es blando con una dureza en la escala Mohs de 1,75.
El calcio realiza numerosas funciones en los seres vivos, entre ellas forma parte de compuestos que determinan la estructura y el funcionamiento del sistema óseo; interviene en la cascada de coagulación activando varios factores de la coagulación, identificánse como el Factor IV.
Además, el calcio interviene en la contracción muscular, permitiendo la unión de las proteínas contráctiles (actina y miosina); y facilita la liberación de algunos neurotransmisores, entre ellos la acetilcolina.
Químicamente participa casi siempre en sus compuestos orgánicos o inorgánicos como el catión divalente Ca2+. Es uno de los cationes con mayor número de coordinación, es decir, puede interaccionar con varias moléculas o iones al mismo tiempo.
Índice del artículo
- 1 Historia
- 2 Propiedades
- 2.1 Descripción física
- 2.2 Peso atómico
- 2.3 Punto de fusión
- 2.4 Punto de ebullición
- 2.5 Densidad
- 2.6 Calor de fusión
- 2.7 Calor de vaporización
- 2.8 Capacidad calórica molar
- 2.9 Capacidad calórica específica
- 2.10 Electronegatividad
- 2.11 Energía de ionización
- 2.12 Radio atómico
- 2.13 Radio covalente
- 2.14 Expansión térmica
- 2.15 Conductancia térmica
- 2.16 Resistividad eléctrica
- 2.17 Dureza
- 2.18 Isótopos
- 2.19 Reactividad
- 3 Estructura y configuración electrónica del calcio
- 4 Obtención
- 5 Usos
- 6 Riesgos y precauciones
- 7 Referencias
Los compuestos de calcio como la cal (CaO) o el yeso (CaSO4) han sido usados durante milenios por el hombre, desconociendo su estructura química. La cal como material de construcción y el yeso para la elaboración de las esculturas se usaron 7.000 años a.C.
En la Mesopotamia se halló un horno de cal que fue usado 2.500 a.C. En un período de tiempo cercano, se usó yeso durante la construcción de la Gran Pirámide de Giza.
Joseph Black (1755) explicó que la cal es más liviana que la piedra caliza (carbonato de calcio) que le da origen. Esto se debe que esta pierde dióxido de carbono durante el calentamiento.
Antoine Lavoiser (1787) llegó a la conclusión que la cal debería de ser un óxido de un elemento químico desconocido.
Sir Humphrey Davy (1808) precisamente en el año que descubrió al boro, hizo lo mismo con el calcio utilizando la técnica de la electrólisis, empleada por Jakar Berzelius y Magnus Martin.
Davy aisló el calcio y el magnesio usando el mismo diseño experimental. Mezcló el oxido de calcio con el óxido de mercurio (II) en una placa de platino, usada como ánodo (+), mientras el cátodo (-) era un alambre de platino parcialmente sumergido en mercurio.
La electrólisis produjo una amalgama de calcio y mercurio. Para purificar el calcio se sometió la amalgama a una destilación. Sin embargo, no se obtuvo calcio puro.
Metal plateado-blancuzco, cambia a blanco grisáceo cuando se expone al aire. En aire húmedo adquiere un empañado gris azulado. Sólido o polvo seco. Estructura cristalina centrada en la cara.
40,078 g/mol.
842 ºC.
1.484 ºC.
-1,55 g/cm3 a temperatura ambiente.
-1,378 g/cm3 en estado líquido en el punto de fusión.
8,54 kJ/mol.
154,7 kJ/mol.
25,929 J/(mol·K).
0,63 J/g·K
1,0 en la escala de Pauling
-Primera ionización 589,8 kJ/mol
-Segunda ionización 1.145 kJ/mol
-Tercera ionización 4.912 kJ/mol
-Cuarta ionización 6.490,57 kJ/mol y hay 4 energías de ionización más.
197 pm
176 ± 10 pm
22,3 µm/m·K a 20 ºC.
201 W/m·K
336 nΩ·m a 20 ºC.
1,75 en la escala Mohs.
El calcio tiene 6 isótopos naturales: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca y 48Ca, y 19 isótopos sintéticos radiactivos. Los isótopos más abundantes son el 40Ca (96,94%), el 44Ca (2,086%) y el 42Ca (0,647%).
El calcio reacciona espontáneamente con el agua, originando hidróxido de calcio y gas hidrógeno. Reacciona con el oxígeno y el nitrógeno del aire, produciendo respectivamente oxido de calcio y nitruro de calcio. Al fraccionarse se quema espontáneamente en el aire.
Cuando se calienta el calcio, reacciona con el hidrógeno para formar un haluro. También reacciona con todos los halógenos para formar halogenuros. Asimismo, reacciona con el boro, el azufre, el carbono y el fósforo.
Los átomos de calcio se unen mediante enlaces metálicos, aportando sus dos electrones de valencia a la marea de electrones. Así, la interacción entre los átomos Ca y las bandas electrónicas resultantes terminan por definir un cristal de estructura cúbica centrada en las caras (ccc, en español; o fcc, en inglés, por face-centered cubic).
Si a este cristal ccc de calcio se calienta a una temperatura alrededor de los 450°C, sufre una transición a la fase hcp (hexagonal compacta, o hexagonal closest packed). Es decir, que la estructura se torna más densa, como si el movimiento de los electrones y las vibraciones de los átomos contrajera la distancia que los separa.
El átomo de calcio tiene la siguiente configuración electrónica:
[Ar] 4s2
Lo cual explicaría que los dos electrones de valencia para este metal provienen de su orbital más externo 4s. Cuando los pierde, se forma el catión divalente Ca2+, isoelectrónico al gas noble argón; esto es, tanto el Ar como el Ca2+ poseen igual número de electrones.
Son los orbitales 4s del calcio los que se combinan para establecer la banda de valencia de estos cristales. De igual modo sucede con los orbitales vacíos 4p, los cuales establecen una banda de conducción.
El calcio es producido comercialmente por la electrólisis del cloruro de calcio fundido. En los electrodos ocurren las reacciones siguientes:
En el ánodo: 2Cl– (l) => Cl2 (g) + 2e–
El calcio se deposita como un metal en el cátodo al captar electrones el calcio iónico.
En el cátodo: Ca2+ (l) + 2 e– => Ca(s)
En pequeña escala puede producirse calcio mediante la reducción del óxido de calcio con aluminio, o de cloruro de calcio con el sodio metálico.
6 CaO + 2 Al => 3 Ca + Ca3Al2O6
CaCl2 + 2 Na => Ca + NaCl
El calcio se usa como aditivo en la fabricación de bulbos de vidrios, añadiéndose a la bombilla durante su etapa inicial de elaboración. También se agrega al final para que se combine con los gases que quedan dentro de la bombilla.
Se usa como desintegrador en la producción de metales como el cobre y el acero. La aleación del calcio y el cesio se usa en los pedernales de los encendedores para generar las chispas. El calcio es un agente reductor, pero también tiene aplicaciones de desoxidación y desgasificación.
El calcio se emplea en la preparación de metales como el cromo, torio, uranio circonio y otros a partir de sus óxidos. Se utiliza como agente de aleación para el aluminio, cobre, plomo, magnesio y otros metales básicos; y como desoxidante para algunas aleaciones de alta temperatura.
El calcio en aleación con el plomo (0,04%) sirve de funda para cables telefónicos. Se usa en aleación con el magnesio en implantes ortopédicos para prolongar su duración.
Es material de relleno en la cerámica, vidrios, plásticos y pinturas, así como materia prima para la producción de cal. El carbonato sintético de alta pureza es usado en medicina como antiácido y suplemento dietético de calcio. También se usa como aditivo en alimentos.
El óxido de calcio se usa en la industria de la construcción, utilizándose en el frisado de las paredes. También se incorpora al concreto. En el siglo XIX se quemaban bloques de óxido de calcio para iluminar los escenarios con una intensa luz blanca.
La cal (otra vez, el óxido de calcio) se emplea para eliminar del acero componentes indeseados como el dióxido de silicio (SiO2) presente en el material de hierro. El producto de la reacción es el silicato de calcio (CaSiO3) llamado “escoria”.
La cal se combina con el agua para formar el hidróxido de calcio; este compuesto flocula y se hunde arrastrando impurezas hacia el fondo de los tanques.
El interior de las chimeneas es revestida con cal para eliminar emanaciones de las fábricas. Así por ejemplo, captura dióxido de azufre (SO2), el cual contribuye a la lluvia ácida, y lo transforma en sulfito de calcio (CaSO3).
El cloruro de calcio se emplea en el control del hielo de las carreteras; acondicionador para el tomate presente en conservas; elaboración de carrocerías para automóviles y camiones.
Se presenta comúnmente como CaSO4·2H2O (yeso), empleándose como acondicionador del suelo. El yeso calcinado se usa en la fabricación de baldosas, tableros y listones. También se emplea para la inmovilización de fracturas óseas.
Los fosfatos de calcio se encuentran bajo diversas formas en la naturaleza y son utilizados como fertilizantes. La sal ácida de calcio (CaH2PO4) se emplea como fertilizante y estabilizante de plásticos. El fosfato de calcio se encuentra formando parte del tejido óseo, especialmente como hidroxiapatita.
Hay numerosos compuestos del calcio con diversas aplicaciones. Por ejemplo, el carburo de calcio se emplea en la obtención del acetileno, usado en los sopletes de soldadura. El alginato de calcio se usa como agente espesante en productos alimenticios como helados.
El hipoclorito de calcio se utiliza como agente blanqueador, desodorante, fungicida y algicida.
El permanganato de calcio es un líquido propulsor para cohetes. También se emplea como agente purificador del agua, y en la producción textil.
El calcio cumple numerosas funciones en los seres vivos:
-Interviene en la cascada de la coagulación como el Factor IV.
-Es necesario para la activación de varios factores de la coagulación, entre ellos la trombina.
-En el músculo esquelético el calcio libera la acción inhibitoria de un sistema de proteínas sobre la contracción muscular, permitiendo que se formen los puentes actina-miosina, lo que produce la contracción.
-Estabiliza los canales iónicos de las células excitables. En una hipocalcemia se activan los canales de sodio, lo que produce el ingreso de sodio a las células, pudiendo generarse una contracción sostenida (tetania) que puede ser letal.
-Además, el calcio favorece la liberación del neurotransmisor acetilcolina en los terminales presinápticos.
Reacciona exotérmicamente con el agua. Por lo tanto, puede producir una vez ingerido lesiones graves en la boca, el esófago o en el estómago.
A este riesgo están expuestos los trabajadores en los sitios donde se produce el elemento calcio o aquéllos donde se le den aplicaciones al metal. Las precauciones son protegerse con máscaras que eviten la respiración de polvo, vestimentas y ventilación adecuados.
La hipercalcemia es sumamente peligrosa y puede ser causada principalmente por la secreción excesiva de la hormona paratiroides o una ingesta exagerada de la vitamina D. Una ingesta excesiva de calcio, por ejemplo mayor de 2,5 g/día, rara vez es causa de hipercalcemia.
El exceso de calcio se acumula en los riñones provocando cálculos renales y nefrosis del riñón. Además, la acumulación del calcio en las paredes de los vasos sanguíneos modifica su elasticidad, lo cual podría ser causa de hipertensión, enlentecimiento del flujo sanguíneo y trombosis.
Una precaución básica es la inclusión entre los exámenes de laboratorio el de la calcemia, al observar el médico en la sintomatología del paciente características que hagan sospechar una hipercalcemia e iniciar el tratamiento adecuado.
- W. Hull. (1921). The Crystal Structure of Calcium. doi.org/10.1103/PhysRev.17.42
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