Кальций по латыни как пишется - Наука и образование на Pishetsya.top

1
кальций

Calcium

Русско-латинский медицинско-фармацевтический словарь > кальций
2
Кальций

— Calcium (Ca);

Большой русско-латинский словарь Поляшева > Кальций
3
Calcium

Латинский для медиков > Calcium
4
calcium

Латинский для медиков > calcium
5
Calcium chloratum

Латинский для медиков > Calcium chloratum

См. также в других словарях:

КАЛЬЦИЙ — (Са) желтый блестящий и тягучий металл. Удельный вес 1,6. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. КАЛЬЦИЙ (ново лат. calcium, от лат. calx известь). Серебристого цвета металл. Словарь иностранных слов,… … Словарь иностранных слов русского языка
КАЛЬЦИЙ — КАЛЬЦИЙ, Calcium, хим. элемент, симв. Са, блестящий, серебристо белого цвета металл с кристаллич. изломом, относящийся к группе щелочно земельных металлов. Уд. вес 1,53; ат. в. 40,07; точка плавления 808°. Са относится к числу весьма… … Большая медицинская энциклопедия
КАЛЬЦИЙ — (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,08; относится к щелочно земельным металлам; tпл 842шC. Содержится в костной ткани позвоночных, раковинах моллюсков, яичной скорлупе. Кальций… … Современная энциклопедия
КАЛЬЦИЙ — металл серебристо белого цвета, вязкий, ковкий, на воздухе быстро окисляющийся. Темп pa плавления 800 810°. В природе встречается в виде различных солей, образующих залежи мела, известняка, мрамора, фосфоритов, апатитов, гипса и др. На жел. дор.… … Технический железнодорожный словарь
КАЛЬЦИЙ — (лат. Calcium) Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,078, относится к щелочноземельным металлам. Название от латинского calx, родительный падеж calcis известь. Серебристо белый металл,… … Большой Энциклопедический словарь
КАЛЬЦИЙ — (символ Са), широко распространенный серебристо белый металл из группы ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ, впервые выделен в 1808 г. Содержится во многих горных породах и минералах, особенно в известняке и гипсе, а также в костях. В организме способствует… … Научно-технический энциклопедический словарь
Кальций — Ca (от лат. Calx, род. падеж calcis известь *а. calcium; н. Kalzium; ф. calcium; и. calcio), хим. элемент II группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 20, ат. м. 40,08. Cостоит из шести стабильных изотопов: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%),… … Геологическая энциклопедия
КАЛЬЦИЙ — КАЛЬЦИЙ, кальция, мн. нет, муж. (от лат. calx известь) (хим.). Химический элемент металл серебристо белого цвета, содержащийся в извести. Толковый словарь Ушакова. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 … Толковый словарь Ушакова
КАЛЬЦИЙ — КАЛЬЦИЙ, я, муж. Химический элемент, мягкий серебристо белый металл. | прил. кальциевый, ая, ое. Кальциевые соли. Толковый словарь Ожегова. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Толковый словарь Ожегова
КАЛЬЦИЙ — муж. металл, составляющий химическую основу извести. Кальцинировать что, пережигать металл, соль или камень. Кальцинация жен. действие это, пережиг, перекалка. Толковый словарь Даля. В.И. Даль. 1863 1866 … Толковый словарь Даля
КАЛЬЦИЙ — (Calcium), Ca, хим. элемент II группы периодич. системы элементов, ат. номер 20, ат. масса 40,08, относится к щелочноземельным металлам. ПриродныйК. состоит из смеси 6 стабильных изотопов с массовыми числами 40, 42 44, 46 и 48, среди к рых наиб.… … Физическая энциклопедия

Синонимы слова «КАЛЬЦИЙ»:

МЕТАЛЛ, ЭЛЕМЕНТ

Смотреть что такое КАЛЬЦИЙ в других словарях:

КАЛЬЦИЙ

(хим.) — металл, содержащийся в извести, означается Са, вес атома Са = 40. Сильно распространен в природе повсюду. В коренных каменистых породах содерж… смотреть

КАЛЬЦИЙ

(Calcium) Ca, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 20, атомная масса 40,08; серебряно-белый лёгкий метал… смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ, -я, м. Химический элемент, мягкий серебристо-белый металл. IIприл. кальциевый, -ая, -ое. Кальциевые соли.

КАЛЬЦИЙ

кальций м. Химический элемент, металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняка, мрамора и т.п., применяющийся в металлургии, строительстве, медицине. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

кальций
сущ., кол-во синонимов: 2
• металл (86)
• элемент (159)
Словарь синонимов ASIS.В.Н. Тришин.2013.
.
Синонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

Кальций (хим.) — металл, содержащийся в извести, означается Са, вес атома Са = 40. Сильно распространен в природе повсюду. В коренных каменистых породах содержится в виде кремнеземистых минералов, подобных пироксенам (см.), амфиболам (см) и т. п., в осадочных преимущественно в виде известняков (см.), мрамора (см.), доломита (см.), известкового шпата (см.), мергелей и т. п., где содержится углеизвестковая соль СаСО 3, служащая для добывания извести СаО или окиси К.; в осадочных же породах К. часто входит в виде гипса (см.) или водной серно-известковой соли CaSO 42H2 O. Известь содержится также во всех обычных почвах (см.), где составляет необходимую составную часть, поглощаемую растениями; без известковых соединений они произрастать не могут. Из почвы известь извлекается водой в виде раствора в избытке воды, содержащей углекислоту. Если взять раствор извести (известковую воду) и пропускать в нее углекислый газ, то сперва образуется осадок углеизвестковой соли СаСО 3, почти не растворимой в воде, а потом (при дальнейшем пропускании углекислоты) осадок вновь весь растворяется. Такие воды образуются очень часто в природе и относятся к числу жестких (см. Вода) вод, иногда же являются воды, насыщенные углекислотой, и если они протекают под землею через известняки, то насыщают известковой солью и тогда, выступив на земную поверхность, осаждают ноздреватый известняк (см. Туфы). В обычных водах рек всегда содержится более или менее такой растворенной известковой соли, а потому в морях и океанах скопляется много известковых солей. Часть их осаждается на дно в осадочные породы, часть поступает в число морских растений, а особенно животных, и после их смерти отлагается также на дно океана. Особенно много углеизвестковой соли поглощается слизняками, имеющими раковины, потому что раковины почти нацело состоят из углеизвестковой соли, а потому некоторые из осажденных в море известковых пород представляют не что иное, как собрание раковин. Таков, напр., известняк, на котором стоит г. Одесса. Но и в теле высших животных, особенно в их костях (см.), содержится много извести, преимущественно в виде фосфорной соли Са 3P2O8. Поэтому и кровь содержит между зольными своими частями всегда известь. Словом, К. в виде солей извести весьма широко распространен в природе и играет в ней важную роль. В этом отношении к нему приближается сходный с ним магний (см.). Оба они, судя по спектральным иcследованиям (см.), находятся на солнце и звездах. Главные спектральные линии, свойственные К., имеют длину (в миллионных долях миллиметра) волны: 646, 642, 612, 559, 445, 442, 423, 397 и 393; общий цвет светящих паров К. красновато-желтый, но далеко не столь якро-красный, как у стронция, и не столь желтый, как у натрия. По своему химическому характеру К. относится к числу двуэквивалентных щелочноземельных металлов, образует соли состава СаХ 2 (где Х = ОН, Cl, 1/2 O и т. п.) и основную окись СаО; металлоорганических же соединений не дает и относится по периодической системе ко второй группе из числа элементов 4-го ряда, где следует вслед за калием; К = 39. Ближайшими аналогами К. должно считать магний (см.), стронций (см.) и барий (см.). Общие признаки (см. Щелочноземельные металлы) группы этих металлов позволяют ограничить изложение лишь указанием некоторых соединений К. Металлический К. получен Деви, подобно натрию, действием гальванического тока. Уголь в жару печей и даже в жару, развиваемом гремучим газом, не восстановляет извести в металл, но в жару электрической печи (2500° — 3500°) известь плавится и восстановляется углем (Муассан), образуя при этом углеродистый К. С 2 Cа, который отвечает ацетилену С 2H2. При действии тока на сплавленный Са Cl2 или при накаливании йодистого К. (получается действием йодистого водорода на известь) с натрием легко происходит металлический К. в виде желтоватого, блестящего металла, имеющего уд. вес 1,58, плавящегося в красно-калильном жару и затем отчасти улетучивающегося. На воздухе при обыкн. температуре К. окисляется мало, но воду разлагает при обыкн. температуре; накаленный же горит ярким пламенем, кислоты разлагает очень легко, выделяя водород, с галоидами также соединяется как натрий. При накаливании извести с магнием в струе водорода Винклер заметил не только восстановление К., но и образование его соединения с водородом. Водородистый К. Са H [Так в издании 1895 г. — Ред.] выдерживает сильное накаливание, но на воздухе очень легко окисляется. В момент выделения К. соединяется также с газообразным азотом, образуя азотистый К. Са 3N2, который с водой и кислотами дает аммиак, а с окисью углерода — синеродистый К. Ca3N2 + 2СО = Са (CN) 2 + 2СаО. Окись К. СаО, или известь (см.), образуется при горении металлического К. и при разложении накаливанием многих известковых солей, например азотнокислой Са (NO 3)2, щавелевой С 2 СаО 4, угольной СаСо 3 и т. п. Свойства см. соотв. ст., уд. вес 3,15. С водой дает гидрат (гашеная известь) Са(ОН) 2, уд. вес 2,07: он при высушивании до 100° представляет указанный состав, а при накаливании до 530° теряет всю воду, образуя вновь безводную известь. Одна часть СаО для растворения при обыкн. температуре требует 800 ч. воды, при 100° — 1500 ч. (а потому известковая вода при нагревании мутится). Раствор щелочной; как щелочь, известь действует разъедающим образом на многие органич. вещества, кислоты же насыщает, образуя соли типа СаХ 2. С перекисью водорода образует мелкие кристаллы водной перекиси К. CaO2 8Н 2 О. Многие соли извести или нерастворимы, или мало растворимы в воде, особенно же фосфорная Са 3P2 О 8 (см. Фосфорная кислота), борная, щавелевая, угольная, сернокислая и др. Из растворимых солей чаще всего применяются хлористый К. СаCl 2, азотнокислая СаN 2 О 6 и уксуснокислая Са(С 2 Н 3 О 2)2 соли. От магнезиальных солей, очень сходных с известковыми, явное отличие состоит в том, что в присутствии нашатыря соли Са осаждаются из растворов содой, образуя СаСО 3, тогда как соли Mg остаются в растворе, что зависит от того, что известь не образует таких двойных аммониакальных солей, какие столь легко образуются магнезией. Из солей К. опишем для примера хлористый кальций CaCl2. Он получается во многих случаях как побочный продукт других химических превращений, напр. при разложении нашатыря известью для получения аммиака: 2NH4 Сl + Ca(HO) 2 = 2NH З + 2H2 O+СаСl 2. Белильная известь CaCl 2 + Са(СlO) 2, выделяя кислород (когда действует окислительно), также оставляет CaCl 2. Известь с соляною кислотою дает тот же продукт CaO + 2HCl = CaCl 2 + H2 O. После выпаривания растворов C aCl2 обыкновенно при охлаждении выделяются хорошо образованный 6-водный кристаллогидрат СаСl 26H2 O (уд. вес 1,69, безвод. соли CaCl 2 — 2,2), плавящийся при 29°. Если на 100 ч. воды в растворе будет 120 ч. CaCl 2, то при охлаждении образуются пластинки непостоянного кристаллогидрата СаСl 24H2O α (Розебом), которые при темп. выше 38° дают СаСl 22H2 O, а при температурах ниже 18° переходят (даже при простом трении) в изомерное более прочное видоизменение СаСl 24H2O α. Растворимость указанных гидратов (все по данным Розебома, 1889) при 30° для 6-водной соли (на 100 ч. воды) 100 CaCl 2 а для 4-водной α 101, для β 114 CaCl2. Кристаллы 2-водной соли могут быть получены из растворов при обыкн. темп., если будет избыток соляной кислоты. При 165° для этого кристаллогидрата упругость паров равна атмосферной. Около 175° этот кристаллогидрат дает СаСl 2 Н 2 O, а выше 265° и этот теряет воду, образуя безводный CaCl 2. Охлаждая ненасыщенные растворы CaCl 2 (как для всяких солей), получают лед при температурах ниже 0°, а раствор состава СаСl 2 14Н 2 O застывает вполне как криогидрат (см.) при -55°. Вследствие существования различных кристаллогидратов могут легко происходить пересыщенные растворы: напр. при 25° все растворы, содержащие более 83 ч. CaCl 2 на 100 ч. воды, будут пересыщенными в отношении к 6-водной соли и выделять ее от прикосновения с кристаллом этой соли. Раствор, содержащий 50% CaCl 2, кипит при 130°, 70% при 158°. Удельный вес растворов, содержащих p процентов по весу CaCl 2, при 15° (в пустоте и по отношению к воде при 4°) выражается довольно точно параболой: S = 0,9992 + 0,008024 p + 0,0000476 р 2. При испарении растворов досуха часть соли разлагается, образуя известь и соляную кислоту, а потому для приготовления средней безводной соли окончательное высушивание ведут в струе НCl. Безводный CaCl 2 плавится при 719°. Безводная соль жадно поглощает воду, выделяя при растворении в избытке воды на граммовый частичный вес (т. е. на 56 гр.) 18723 ед. теплоты. Поэтому высушенный пористый CaCl 2 употребляется для сушения газов. Для этого раствор сгущают кипячением до тех пор, пока образуются корки одноводной соли, которые и собираются, а чтобы они поглощали лишь воду, а не СО 2, их долгое время держат в струе сухого углекислого газа. Из термохимических данных для К. приведем, по Томсену, что реакция (в пайных весовых количествах) Cа + О развивает +130,9 больш. калорий; СаО + H 2 O дает 15,5 больших калорий, а СаН 2 О 2, растворяясь в б. избытке воды, 2,79; Са + Cl 2 развивает 169,8 больших калорий, Са + Br 2 140,8 больших калорий, Са + J 2 107,2 больших калорий. CaCl 2 + 6Н 2 О дает 21,75 больших калорий, а растворение этого кристаллогидрата в воде поглощает 4,36 больших калорий. Известь, соединяясь с серным ангидридом, т. е. реакция СаО + SO 3, отделяет 84,2 больших калорий, a CaSO 4, растворяясь в избытке воды, отделяет 4,4 больших калорий. Гидрат извести, насыщаясь срной кислотой и образуя гипс, т. е. реакция Са(ОН) 2 + Н 2SO4, выделяет 52,3 больших калорий, а СаSО 4 2Н 2 O, растворяясь в избытке воды, поглощает 0,3 больших калорий. Известь, соединяясь с газообразной углекислотой, т. е. реакция СаО + СО 2, развивает 42,5 больших калорий. Кальций, его медиц. препараты. Соединения К., особенно с фосфорною кислотою, играют важную роль в развитии и питании тела и поддержании его естественных отправлений. Известь, необходимая для организма человека, вводится в него как растительной, так и животной пищей. Неправильное или недостаточное питание, пониженное усвоение пищеварительным каналом, усиленное выведение мочой при изнуряющих болезнях, необычная трата фосфорнокислой извести во время беременности (для развития костей зародыша), в период прорезывания зубов или при необыкновенно быстром росте — могут повести за собой заметный недостаток извести в организме и содействовать порождению английской болезни, остеомалации, запоздалого прорезывания зубов, золотухи и др. болезней. В случаях явственного известкового голодания многие врачи считают доставку организму извести путем пищи недостаточной и полагают, что усиленным введением известковых препаратов, особенно фосфорнокислых, можно вернее достигнуть ассимиляции и отложения К. в костных тканях. Но едва ли одно введение извести, без соблюдения диетических и гигиенических условий, может содействовать излечению этих болезней. Окись К. Едкая, жженая известь с терапевтическими целями употребляется только для прижиганий (венская паста, см. Калий), мылами, едкими и углекислыми щелочами или для удаления родимых пятен, бородавчатых наростов, далее, как средство для удаления волос, против парши и хронической экземы. Известковая вода — см. соотв. ст. II. Нерастворимые в воде известковые соли. В медицине применяются: 1) углекислый К. очищенный, в виде порошков или микстуры со взбалтыванием; назначается при диспепсии с развитием кислот и при хронических поносах. 2) Фосфорнокислый К. (Calcaria phosphorica) — белый кристаллический порошок, нерастворимый в воде, растворимый в соляной кислоте; при золотухе, рахите, при золотушных страданиях костей и т. д. 3) Жженая сернокислая известь, жженый гипс (Calcium sulfuricum ustum) — для неподвижных хирургических повязок. Кроме того, гипс служит дезинфекционным средством для животных извержений. III. Известковые соли, легко растворимые в воде. Из них только хлористый К. изучен более точно как в токсическом, так и в медицинском отношении, но установлена ядовитость и др. легко растворимых известковых солей (уксуснокислой, молочнокислой, азотнокислой). … смотреть

КАЛЬЦИЙ

Ca (calcium),химический элемент, относится к семейству щелочноземельных металлов Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, составляющих IIA подгруппу периодической систе… смотреть

КАЛЬЦИЙ

(от лат. calx, род. падеж calcis — известь; лат. Calcium), Са, хим. элемент II гр. периодич. системы, относится к щелочноземельным элементам, ат. н. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

IКа́льций (Calcium, Са)химический элемент II группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева; относится к щелочноземельным металлам, … смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙCa (calcium), химический элемент, относится к семейству щелочноземельных металлов Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, составляющих IIA подгруппу периодической системы элементов. Открыт Х.Дэви в 1808. Кальций — третий после алюминия и железа из наиболее распространенных металлов в земной коре, его получают преимущественно из известняка (карбонат кальция). Ведущими производителями кальция являются Австрия, Бразилия, Канада, Финляндия, Израиль и Норвегия.Свойства. Кальций имеет в разрезе серебристо-белый цвет, но на воздухе тускнеет из-за образования оксида на его поверхности. Это пластичный металл тверже свинца. Кальций при нагревании в вакууме подвергается сублимации при температурах ниже точки плавления. Он умеренно растворим в воде, но плохо растворяется в этиловом спирте. При горении на воздухе образует оксид CaO и нитрид Ca3N2; нагретый металл непосредственно реагирует с галогенами. В соединениях кальций всегда двухвалентен.Применение. Главное применение кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.Соединения. Кальций образует множество соединений. В отличие от ограниченного применения металлического кальция, его соединения широко применяются с тех пор, как первобытный человек использовал в качестве убежища известняковые пещеры.Оксид кальция CaO — наиболее важный промышленный продукт, служащий исходным сырьем для производства других полезных соединений кальция. CaO имеет несколько коммерческих названий: известь, жженая известь, негашеная известь. Чистый оксид кальция — белое кристаллическое вещество, термостойкий (т.пл. 2630? С). Оксид получают обжигом известняка и мела, при котором удаляют выделяющийся углекислый газ; процесс ведут в шахтных печах с использованием в качестве топлива древесины, угля, нефти или газа; в результате получаются пористые куски жженой извести. При хранении на влажном воздухе жженая известь поглощает углекислый газ и влагу, превращаясь в рыхлую гашеную известь (пушонку). При добавлении воды к CaO выделяется много тепла и образуется гашеная известь (гидроксид кальция). При нагревании оксида кальция с диоксидом кремния или силикатами образуется силикат кальция (см. ниже). Жженую известь широко используют в строительстве для приготовления кладочных и штукатурных растворов, для получения хлорной извести, при выделке кожи, медицинских препаратов и кормов.Гидроксид кальция Ca(OH)2 в виде белого порошка образуется при гашении извести. Он слабо растворим в воде, насыщенный раствор известен под названием «известковая вода», а при избытке гидроксида кальция образуется белая взвесь — «известковое молоко». Ca(OH)2 является основанием и поглощает углекислый газ из воздуха. Гидроксид кальция используется в медицине (в основном для понижения кислотности), в производстве штукатурки, кладочных строительных растворов, цемента, клеевых красок и удаления волоса со шкур при выделке кожи. Известковый кладочный раствор готовят смешением гашеной извести с песком при добавлении воды до получения пластичной массы. Раствор служит вяжущим веществом при возведении стен, так как на воздухе происходит реакция гашеной извести с углекислым газом воздуха с образованием карбоната кальция и выделением воды, поэтому раствор твердеет. Штукатурный раствор ведет себя аналогично.Карбонат кальция CaCO3 в природе распространен в форме минералов известняка или мрамора. Он является основой кальцита, мела, кораллов, яичной скорлупы, раковин морских животных. Доломит — смешанный карбонат кальция и магния. Карбонат кальция используют для приготовления цемента и бетона. Цемент готовят прокаливанием тонкой смеси карбоната кальция (известняк, мел или мергель) с силикатом (глина, сланец) или доменным шлаком. Если цемент смешать с песком и гравием или щебнем и добавить воды до получения пластичной массы, то образуется бетон. Этот материал твердеет и в отсутствие углекислого газа.Карбонат кальция нерастворим в чистой воде, но растворяется в воде, насыщенной углекислым газом, так как при этом образуется растворимая кислая соль Ca(HCO3)2. При кипячении раствора происходит выделение углекислого газа и нерастворимый карбонат кальция выпадает в осадок. Этими реакциями объясняется образование накипи при использовании жесткой воды в чайниках, отопительных системах или бойлерах. Аналогичные реакции происходят в природе, приводя к образованию карстовых промоин в известняке и росту сталактитов и сталагмитов. Жесткая вода содержит бикарбонат или сульфат кальция и (или) магния. При стирке и кипячении в жесткой воде на мыле образуется осадок, блокируя способность мыла к удалению грязи.Сульфат кальция CaSO4 существует в природе в виде минерала ангидрита. Дигидрат CaSO4?2H2O является важным промышленным минералом, известным под названиями гипс, алебастр, селенит и шелковистый шпат. Гипс добавляют в цемент для уменьшения скорости схватывания, его используют для изготовления пишущих мелков, сельскохозяйственной побелки, в качестве наполнителя красок, полировального порошка и для глянцевания бумаги. При 165-200? C гипс теряет 75% гидратной воды и образует штукатурный гипс. При увлажнении происходит поглощение воды и схватывание массы. Поскольку при затвердевании гипс слегка расширяется, он воспроизводит все тонкие детали любого объекта, на который нанесен, образуя слепок, и поэтому широко используется в изготовлении скульптур, хирургических и зубных слепков, производстве штукатурки и стеновых покрытий. Гипс, прокаленный до полного удаления гидратной воды, используется как высокотвердый поделочный материал. Специально приготовленный безводный сульфат кальция применяется для осушки газов и органических жидкостей, причем он легко регенерируется при нагревании.Другие серусодержащие соединения. Сульфит кальция CaSO3 и бисульфит кальция Ca(HSO3)2 используются для отбеливания древесной массы в целлюлозно-бумажной промышленности, для предотвращения закисления при ферментации и вместо тиосульфата натрия для отбеливания тканей.Сульфид кальция CaS получают прокаливанием смесей сульфата кальция с углеродом или карбоната кальция с серой. Сульфид применяется для приготовления люминофоров и для удаления волосяного покрова со шкур в кожевенной промышленности.Галогениды. Хлорид кальция CaCl2 получают из природных насыщенных соляных вод (рапы) или как побочный продукт производства соды по методу Сольве. Его можно получить также по реакции оксида или карбоната кальция с соляной кислотой. При комнатной температуре из раствора кристаллизуется бесцветный расплывающийся на воздухе гексагидрат CaCl2?6H2O. При прокаливании гексагидрат теряет воду и переходит последовательно в дигидрат, моногидрат и безводную соль. Эти соединения легко поглощают влагу и поэтому используются как осушители, а также в качестве соляной добавки для плавления снега и льда или для рассеяния тумана. Раствор хлорида кальция используют как антифриз для опрыскивания дорог и в шахтах, как хладагент в холодильных установках, при изготовлении цемента, огнестойких тканей и в огнетушителях. Фармакопейный хлорид кальция широко применяется в медицине, например для остановки кровотечения и увеличения свертываемости крови.Бромид CaBr2 и иодид CaI2 по химическим свойствам похожи на хлорид и применяются в фотографии и медицине.Фторид кальция, встречающийся в природе в виде минерала флюорита, или плавикового шпата, является основным сырьем для получения фтора. Фторид практически нерастворим в воде в отличие от других галогенидов.Хлорная (белильная) известь. Состав этого вещества в основном соответствует формуле CaOCl2 (сложная смесь хлорида и гипохлорита кальция). Это вещество получают, подавая газообразный хлор снизу через раствор гашеной извести, непрерывно впрыскиваемый во вращающийся аппарат сверху. Хлорная известь — беловатый порошок с сильным запахом хлора. При выдерживании на воздухе он поглощает влагу и углекислый газ и выделяет хлор. Обычный коммерческий продукт содержит около 35% активного хлора (количество хлора, выделяющееся при взаимодействии с соляной кислотой). Хлорная известь используется для отбеливания тканей и древесной массы, для дезинфекции питьевой воды и обезвреживания сточных вод. Еще недавно ее применяли вместо хлора и гипохлорита кальция для отбеливания тканей.Гипохлорит кальция Ca(ClO)2, часто называемый просто гипохлоритом, — белый негигроскопичный порошок с запахом хлора, содержит около 99% активного хлора и поэтому вдвое эффективнее хлорной извести. Он прост в употреблении и хорошо сохраняется. Применяется так же, как и хлорная известь.Фосфаты. Средний фосфат кальция Ca3(PO4)2 существует в природе в виде минерала фосфорита и является важным компонентом костей животных. Фосфат кальция служит сырьем для получения других фосфатов, фосфора, его соединений, используется в производстве фарфора, эмалей, молочного стекла. Гидрофосфат кальция CaHPO4 применяется как кормовая добавка скоту, в качестве цемента и пасты в стоматологии, как удобрение. Дигидрофосфат кальция Ca(H2PO4)2, или суперфосфат, лучше растворим в воде, чем другие, трех- или двухосновные соли, и поэтому пригоден для быстрой подкормки растений.Карбид кальция CaC2 получают восстановлением CaO коксом, древесным углем или антрацитом в электрической печи. При добавлении воды карбид разлагается с выделением ацетилена. При нагревании карбида кальция в среде азота можно получить цианамид кальция. См. также УГЛЕРОД.Цианамид кальция CaCN2 — прежде одно из важнейших соединений для фиксации атмосферного азота, теперь в основном используется как удобрение и для цементации стали. При парофазном гидролизе в автоклаве цианамид выделяет аммиак; если его прокаливать в смеси с хлоридом натрия и углеродом, то образуется цианид натрия NaCN, широко используемый для извлечения золота из руд.Арсенат кальция Ca3(AsO4)2 — белый порошок, образующийся по реакции между хлоридом кальция, гидроксидом кальция и арсенатом аммония. Это вещество — распространенный инсектицид, широко применяемый при опылении хлопковых полей для уничтожения вредных насекомых.Силикат кальция CaSiO3 широко распространен в природе в виде минерала волластонита. Он является основным содержимым шлака, образующегося в металлургическом процессе при выплавке металлов из руд. Если в руде имеется избыток песка, то при выплавке добавляют известняк и, наоборот, при избытке известняка в руде добавляют песок; соответственно образующийся силикат кальция в виде шлака собирается на поверхности расплавленного металла и удаляется из печи. В природе существуют также силикаты кальция иного состава. См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ…. смотреть

КАЛЬЦИЙ

Ca (от лат. Calx, род. падеж calcis — известь *а. calcium; н. Kalzium; ф. calcium; и. calcio), — хим. элемент II группы периодич. системы Mенде… смотреть

КАЛЬЦИЙ

Ca (от лат. Calx, род. падеж calcis — известь *а. calcium; н. Kalzium; ф. calcium; и. calcio), — хим. элемент II группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 20, ат. м. 40,08. Cостоит из шести стабильных изотопов: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) и 48Ca (0,185%). Oткрыт англ. химиком Г. Дэви в 1808.
K. — серебристо-белый лёгкий металл. Известны две кристаллич. модификации: О±-Ca c гранецентрир. кубич. решёткой, a=0,55884В±2 нм (26В°C); выше 443В°C ОІ-Ca c объёмноцентрир. кубич. решёткой, a=0,4480+5 нм (467В°C).
Физические свойства K.: плотность 1550 кг/м3 (20В°C); tпл 842В°C; tкип 1491В°C; коэфф. теплопроводности 125 Bт/мВ·K; уд. теплоёмкость (0-100В°C) 623,9 Дж/кгВ·K; уд. электро- сопротивление (при 20В°C) 4,6В·* 10-8 OмВ·м; темп-рный коэфф. электросопротивления 4,57В·* 10-3 (при 20В°C); коэфф. термич. расширения при 0-300В°C 22В·* 10-6 K-1. Tвёрдость K. по Бринеллю 200-300 МПa. K. — пластичный металл; хорошо прессуется, прокатывается и подвергается обработке резанием.
Cтепень окисления +2. Mеталлич. K. химически активен, обладает большим сродством к кислороду и при обычной темп-pe во влажном воздухе покрывается плёнкой (поэтому хранят его в масле или герметически закрытом сосуде). C горячей водой K. легко реагирует c образованием гидрооксида Ca(OH)2 и выделением водорода. Энергично взаимодействует, особенно при нагревании, c разл. неметаллами (H2, C, N2, Si, Cl2 и др. c образованием соответственно гидрида, карбида, нитрида, силицида, хлорида и т.д.). B реакциях c кислотами K. образует соответствующие соли, вытесняя водород.
K. — один из самых распространённых (5-e место) петрогенных элементов земной коры — 3,27% (по массе). Kларк K. в каменных метеоритах 1,40%, ультраосновных — 0,7%, основных — 6,72%, средних — 4,65%, кислых породах — 1,58% (по данным A. П. Bиноградова). K. входит в состав мн. минералов (силикаты, алюмосиликаты, боросиликаты, карбонаты, сульфаты, фосфаты, ванадаты, вольфраматы, молибдаты, титанаты, ниобаты, фториды, хлориды и др.; в метеоритах встречается редчайший сульфид K.). B минералах K. присутствуют замещающие его изоморфно элементы-примеси (Na, Sr, редкоземельные, радиоактивные и др. элементы). Cиликаты (пироксены, амфиболы) и алюмосиликаты (плагиоклазы) K. — важнейшие породо- образующие минералы магматич. и метаморфич. пород; в условиях гидротермальных и поверхностных процессов становятся устойчивыми и широко распространены карбонаты K.
При выплавлении базальтовых магм K. накапливается в расплаве и входит в гл. породообразующие минералы, при фракционировании к-рых его содержание в ходе дифференциации магмы от основных к кислым породам падает. При выветривании магматич., метаморфич. и осадочных пород K. выщелачивается и в басс. осадконакопления выделяется преим. в виде органогенных Известняков и Доломитов, составляющих в cp. ок. 20% объёма осадочной толщи; в виде терригенной примеси пироксенов, плагиоклаза и др., a также карбонатов K. входит в состав глин и песчаников. Cодержание K. в осадочных породах (по A. Б. Pонову и A. A. Ярошевскому): в глинах 2,9-3,4%, в песчаниках 2,4-4,1%, в карбонатах 27,8-30,3% (первая цифра — в платформенных отложениях, вторая — в геосинклинальных); в океанич. воде 0,0408% (по A. П. Bиноградову). Поведение K. в мор. воде контролируется режимом
CO2:CaCO3тв + H2O+CO2 в†” Ca(HCO3)2раств
(«карбонатное равновесие») при активном участии живого вещества. K. из мор. воды интенсивно поглощается известняковыми водорослями, моллюсками, кораллами и др. B поверхностном цикле K. важную роль играют поверхностные и подземные воды. B известняковых массивах в результате растворения ими кальцита развиваются карстовые явления; в p-нах c влажным климатом почвы обеднены K. При испарении мор. воды в замкнутых бассейнах и солёных озёрах осаждаются помимо кальцита гипс и ангидрит.
Получают металлич. K. двумя методами: электролизом расплава CaCl2 c использованием медно-кальциевого анода получают сплав Ca — Cu (65% Ca), из к-рого в вакууме при 950-1000В°C отгоняют Ca; при прокаливании смеси CaO и порошкообразного Al при 1200В°C в вакууме выделяющиеся по реакции 6CaO+2Al=3CaOAl2O3+3Ca пары кальция конденсируют на холодной поверхности.
Mеталлич. K. находит применение при получении антифрикционных сплавов Pb — Na — Ca; сплав Pb — Ca используется для изготовления оболочки электрич. кабелей. K. применяется также в качестве восстановителя U, Th, Cr, V, Zr и редкоземельных элементов из их оксидов или галогенидов, для удаления серы из нефтепродуктов, обезвоживания органических растворителей, в качестве поглотителя газов в электровакуумных приборах и др.
A. M. Бычков…. смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ(Са) желтый блестящий и тягучий металл. Удельный вес 1,6.Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка.- Павленков Ф.,1907.КАЛЬЦИЙ(… смотреть

КАЛЬЦИЙ

(Calcium), Ca,- хим. элемент II группы периодич. системы элементов, ат. номер 20, ат. масса 40,08, относится к щелочноземельным металлам. ПриродныйК. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

мед. кальций (calcium) Содержится в организме в больших количествах.
— Необходим для крепости зубов и костей. Предотвращает болезненное истощение кос… смотреть

КАЛЬЦИЙ

(calcium) металл, играющий важную роль в нормальном развитии и функционировании человеческого организма. Кальций является важной составной частью костей и зубов: в межклеточном веществе костей, состоящем главным образом из фосфата кальция, находится до 99% всего содержащегося в теле человека кальция. Он также присутствует в крови в концентрации примерно 10 мг/100 мл; такой уровень поддерживается постоянным за счет воздействия гормонов (см. Тирокальцитонин, Паращитовидный гормон). Важную роль кальций играет и во многих метаболических процессах, включая функционирование нервной системы, сокращение мышц и свертывание крови. В норме человеку необходимо ежедневно с пищей потреблять примерно 1 г кальция: основными его источниками являются молочные продукты (молоко и сыр). Усвоение кальция в организме человека облегчается присутствием в нем витамина D; дефицит этого витамина в организме может привести к развитию таких заболеваний, как рахит, остеопороз и остеомаляция; Недостаточное содержание кальция в крови может привести к развитию у человека тетании. Избыток кальция откладывается в организме человека в виде конкрементов (камней), особенно в желчном пузыре и почках. Обозначение: Са…. смотреть

КАЛЬЦИЙ

(лат. Calcium), хим. элемент II гр. периодич. системы, относится к щёлочноземельным металлам. Назв. от лат. calx, род. п. calcis -известь. Серебристо -… смотреть

КАЛЬЦИЙ

[от лат. calx(calcis) — известь; впервые был выделен из гашёной извести] — хим. элемент из группы щёлочноземельных металлов, символ Са (лат. Calcium), … смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ (символ Са), широко распространенный серебристо-белый металл из группы ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ, впервые выделен в 1808 г. Содержится во многих горных … смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ (лат. Calcium) — Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,078, относится к щелочноземельным металлам. Название от латинского calx, родительный падеж calcis — известь. Серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см&sup3, tпл 842 .С. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. По распространенности в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения кальция применяют в строительстве (известь, цемент), препараты кальция — в медицине. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ (лат . Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40, 078, относится к щелочноземельным металлам. Название от латинского calx, родительный падеж calcis — известь. Серебристо-белый металл, плотность 1, 54 г/см3, tпл 842 °С. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. По распространенности в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит, гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U, Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскисления сталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов. Соединения кальция применяют в строительстве (известь, цемент), препараты кальция — в медицине. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

металл серебристо-белого цвета, вязкий, ковкий, на воздухе быстро окисляющийся. Темп-pa плавления 800—810°. В природе встречается в виде различных соле… смотреть

КАЛЬЦИЙ

— (лат. Calcium) — Ca, химический элемент II группы периодическойсистемы, атомный номер 20, атомная масса 40,078, относится кщелочноземельным металлам. Название от латинского calx, родительный падежcalcis — известь. Серебристо-белый металл, плотность 1,54 г/см3, tпл 842.С. При обычной температуре легко окисляется на воздухе. Пораспространенности в земной коре занимает 5-е место (минералы кальцит,гипс, флюорит и др.). Как активный восстановитель служит для получения U,Th, V, Cr, Zn, Be и других металлов из их соединений, для раскислениясталей, бронз и т. д. Входит в состав антифрикционных материалов.Соединения кальция применяют в строительстве (известь, цемент), препаратыкальция — в медицине…. смотреть

КАЛЬЦИЙ

1) Орфографическая запись слова: кальций2) Ударение в слове: к`альций3) Деление слова на слоги (перенос слова): кальций4) Фонетическая транскрипция сло… смотреть

КАЛЬЦИЙ

• кальций m
english: calcium
deutsch: Kalzium n
français: calcium Синонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

«…Его получают алюмотермическим восстановлением оксида кальция или электролизом расплавленного хлорида кальция. Кальций представляет собой белый мета… смотреть

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ (Calcium), Ca, химический элемент II группы периодической системы, атомный номер 20, атомная масса 40,08; относится к щелочно-земельным металлам; tпл 842шC. Содержится в костной ткани позвоночных, раковинах моллюсков, яичной скорлупе. Кальций применяют для металлотермического получения других металлов, как газопоглотитель, сплав со свинцом — антифрикционный материал в производстве подшипников. Впервые получен английским ученым Г. Дэви в 1808. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

(Са), химический элемент, необходим для раст. и находится в них гл. обр. в листьях; особ. много берут К. из почвы бобовые травы. В природе К. встречает… смотреть

КАЛЬЦИЙ

корень — КАЛЬЦ; окончание — ИЙ; Основа слова: КАЛЬЦВычисленный способ образования слова: Бессуфиксальный или другой∩ — КАЛЬЦ; ⏰ — ИЙ; Слово Кальций сод… смотреть

КАЛЬЦИЙ

кальций [< лат. calx (calcis) известь; впер-вые был выделен из гашеной извести] — хим. элемент, символ са (лат. calcium), серебристо-белый легкий метал… смотреть

КАЛЬЦИЙ

кальций (Calcium; Са) — химический элемент II группы периодической системы Д. И. Менделеева; атомный номер 20, атомная масса 40,08; обладает высокой биологической активностью; является важным компонентом системы свертывания крови; входит в состав костной ткани; различные соединения кальция применяются в качестве лекарственных средств. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

(Calcium; Са) химический элемент II группы периодической системы Д. И. Менделеева; атомный номер 20, атомная масса 40,08; обладает высокой биологической активностью; является важным компонентом системы свертывания крови; входит в состав костной ткани; различные соединения кальция применяются в качестве лекарственных средств…. смотреть

КАЛЬЦИЙ

-я, м.
Химический элемент, металл серебристо-белого цвета, входящий в состав известняков, мрамора и др.[От лат. calx, calcis — известь]Синонимы:
мета… смотреть

КАЛЬЦИЙ

Kalsiyum* * *
м, хим.
kalsiyumСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

Rzeczownik кальций m Chemiczny wapń m

КАЛЬЦИЙ

(элемент) Ка́льцій, -цію; (простое вещество) ка́льцій, -цію, ва́пень, -ню, вапне́ць, -цю́
— азотистый кальций
— борнокислый кальций
— водородистый кальций
— лимоннокислый кальций
— свинцовокислый кальций
— фосфористый кальций
Синонимы:
металл, элемент… смотреть

КАЛЬЦИЙ

Заимств. в начале XIX в. из англ. яз., где calcium является неологизмом химика Г. Дэви, суф. производным от лат. calx «известь». См. калька (1)• (<Сино… смотреть

КАЛЬЦИЙ

ка́льций,
ка́льции,
ка́льция,
ка́льциев,
ка́льцию,
ка́льциям,
ка́льций,
ка́льции,
ка́льцием,
ка́льциями,
ка́льции,
ка́льциях
(Источник: «Полная акцентуированная парадигма по А. А. Зализняку»)
.
Синонимы:
металл, элемент… смотреть

КАЛЬЦИЙ

м. хим.calcio mхлористый кальций — calcio clorurado

КАЛЬЦИЙ

Ка́льций. Заимств. в начале XIX в. из англ. яз., где calcium является неологизмом химика Г. Дэви, суф. производным от лат. calx «известь». См. калька (… смотреть

КАЛЬЦИЙ

м хим
cálcio mСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

сущ. муж. рода, только ед. ч.хим.кальцій

КАЛЬЦИЙ

кальцій (-цію), вап (-пу), вапень (-пню). Окись -ция — окис (одноокис) кальцію, кальційний окис, окис (одноокис) вапу, ваповий окис. -ций сернистый — сірчак вапу (вапню). -ций фосфорнокислый — вапневий фосфоран…. смотреть

КАЛЬЦИЙ

calcium* * *ка́льций м.calcium, Ca* * *calciumСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

кальцийסִידָן ז’* * *סידןקלציוםСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

м хим.Kalzium nСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

(2 м), Пр. о ка/льцииСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ м. металл, составляющий химическую основу извести. Кальцинировать что, пережигать металл, соль или камень. Кальцинация ж. действие это, пережиг, перекалка. … смотреть

КАЛЬЦИЙ

м. хим. calcium, Ca— ионизированный кальций — радиоактивный кальций — хлористый кальций — цитоплазматический кальций

КАЛЬЦИЙ

Ударение в слове: к`альцийУдарение падает на букву: аБезударные гласные в слове: к`альций

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ кальция, мн. нет, м. (от латин. calx — известь) (хим.). Химический элемент — металл серебристо-белого цвета, содержащийся в извести.

КАЛЬЦИЙ

м хим.钙 gàiСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

فقط مفرد : كلسيم (Ca) ، عنصر شيميايي با عدد اتمي 20 و جرم اتمي 40.078

КАЛЬЦИЙ

Ка́льцийkalisiamu (-);хло́ристый ка́льций — kalisiamu kloraidi (-)

КАЛЬЦИЙ

кальций, к′альций, -я, м. Химический элемент, мягкий серебристо-белый металл.прил. кальциевый, -ая, -ое. Кальциевые соли.

КАЛЬЦИЙ

ка́льций, -яСинонимы: металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

КАЛЬЦИЙ, -я, м. Химический элемент, мягкий серебристо-белый металл. || прилагательное кальциевый, -ая, -ое. Кальциевые соли.

КАЛЬЦИЙ

ка’льций, ка’льции, ка’льция, ка’льциев, ка’льцию, ка’льциям, ка’льций, ка’льции, ка’льцием, ка’льциями, ка’льции, ка’льциях

КАЛЬЦИЙ

к’альций, -яСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

м.calcium mСинонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

calcium– азотистокислый кальцийСинонимы: металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

кальций м хим. Kalzium n 1Синонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

Начальная форма — Кальций, винительный падеж, единственное число, мужской род, неодушевленное

КАЛЬЦИЙ

Кали Кальций Кил Киль Клица Лай Лак Алий Лик Аки Аил Ликь Цик Цикл Кий Кал Илька Алик

КАЛЬЦИЙ

м. хим.
кальций (химиялык элементтин бир түрү; күмүш сыяктуу ак жалтырак металл).

КАЛЬЦИЙ

м. хим.
calcio
Итальяно-русский словарь.2003.
Синонимы:
металл, элемент

КАЛЬЦИЙ

кальцийм хим. τό ἀσβέστιο{ν}:
хлористый ~ τό χλωριοῦχο{ν} ἀσβέστιο{ν}.

КАЛЬЦИЙ

kalsiyum
— углекислый кальций
— хлористый кальций

КАЛЬЦИЙ

calcio, Ca
кальций, углекислый
кальций, хлористый

КАЛЬЦИЙ

М мн. нет kim. kalsium (kimyəvi element).

КАЛЬЦИЙ

m
Kalzium n
сернокислый кальций

Источник

КАЛЬЦИЙ перевод на латинский язык

Русско-латинский словарь

КАЛЬЦИЙ

Перевод:

— Calcium (Ca);

Русско-латинский словарь

КАЛЬЦИЙ контекстный перевод и примеры

КАЛЬЦИЙ контекстный перевод и примеры — фразы
КАЛЬЦИЙ фразы на русском языке	КАЛЬЦИЙ фразы на латинском языке

КАЛЬЦИЙ контекстный перевод и примеры — предложения
КАЛЬЦИЙ предложения на русском языке	КАЛЬЦИЙ предложения на латинском языке

Перевод слов, содержащих КАЛЬЦИЙ, с русского языка на латинский язык

Перевод КАЛЬЦИЙ с русского языка на разные языки

Источник

Содержание

Структурная формула
Русское название
Английское название
Латинское название вещества Кальция глюконат
Химическое название
Брутто формула
Фармакологическая группа вещества Кальция глюконат
Нозологическая классификация
Код CAS
Фармакологическое действие
Характеристика
Фармакология
Применение вещества Кальция глюконат
Противопоказания
Ограничения к применению
Побочные действия вещества Кальция глюконат
Взаимодействие
Способ применения и дозы
Особые указания
Торговые названия с действующим веществом Кальция глюконат

Структурная формула

Русское название

Кальция глюконат

Английское название

Calcium gluconate

Латинское название вещества Кальция глюконат

Calcii gluconas (род. Calcii gluconatis)

Химическое название

Кальциевая соль глюконовой кислоты

Брутто формула

C₁₂H₂₂CaO₁₄

Фармакологическая группа вещества Кальция глюконат

Нозологическая классификация

Список кодов МКБ-10

K05.4 Пародонтоз
K71 Токсическое поражение печени
T65.8 Других уточненных веществ
N05 Нефритический синдром неуточненный
G70.9 Нарушение нервно-мышечного синапса неуточненное
K12.1 Другие формы стоматита
E83.3 Нарушения обмена фосфора
O25 Недостаточность питания при беременности
R58 Кровотечение, не классифицированное в других рубриках
O15 Эклампсия
M83.9 Остеомаляция у взрослых неуточненная
E20 Гипопаратиреоз
E83.5 Нарушения обмена кальция
R29.0 Тетания
T78.4 Аллергия неуточненная
E88.8 Другие уточненные нарушения обмена веществ
E83.5.1* Гипокальциемия
M82.1 Остеопороз при эндокринных нарушениях (E00-E34+)
Z100* КЛАСС XXII Хирургическая практика
K02 Кариес зубов
N95.1 Менопаузное и климактерическое состояние у женщин
E58 Алиментарная недостаточность кальция
Z39.1 Помощь и обследование кормящей матери
I87.9 Поражение вены неуточненное
T56.8 Других металлов
K75.8 Другие уточненные воспалительные болезни печени
R60.0 Локализованный отек
K03 Другие болезни твердых тканей зубов
I77.9 Нарушение артерий и артериол неуточненное
I78.8 Другие болезни капилляров
E55.0 Рахит активный

Фармакологическое действие

—

гемостатическое, дезинтоксикационное, противоаллергическое, противовоспалительное, уменьшающее ломкость и проницаемость сосудов.

Характеристика

Белый зернистый или кристаллический порошок без запаха и вкуса. Медленно растворяется в холодной воде (1:50), легко — в кипящей (1:5), практически нерастворим в этаноле и эфире. Содержит 9% кальция. Молекулярная масса 430,37.

Фармакология

Восполняет относительный или абсолютный дефицит кальция. Ионы кальция участвуют в передаче нервных импульсов, в сокращении скелетной и гладкой мускулатуры, миокарда, в свертывании крови и других физиологических процессах, в образовании и сохранении целостности костной ткани (межклеточное костное вещество содержит большое количество солей кальция, обеспечивающего вместе с коллагеновым белком оссеином твердость и эластичность).

Применение вещества Кальция глюконат

Гипокальциемия, недостаточность функции паращитовидных желез (латентная тетания, остеопороз), нарушения обмена витамина D, рахит (спазмофилия, остеомаляция), коррекция гиперфосфатемии у больных хронической почечной недостаточностью, повышенная потребность в кальции (беременность, период лактации, период роста), недостаточное поступление кальция с пищей, нарушение обмена кальция, в т.ч. в постменопаузном периоде, повышенное выведение кальция (хроническая диарея, вторичная гипокальциемия, в т.ч. на фоне длительного приема некоторых диуретиков, противосудорожных ЛС или глюкокортикоидов), миастения (в составе комплексной терапии), аллергические заболевания, кровотечения, повышенная проницаемость сосудов, паренхиматозный гепатит, токсические поражения печени, нефрит, эклампсия, отравление солями магния, щавелевой и фтористой кислотами.

В стоматологии: острые воспалительные процессы, сопровождающиеся отеком, послеоперационный период (с целью уменьшения отека), реминерализующая терапия для профилактики и лечения кариеса и некариозных поражений зуба, аллергические заболевания, профилактика послеоперационного кровотечения.

Противопоказания

Гиперчувствительность, гиперкальциемия (концентрация кальция не должна превышать 12 мг% или 6 мЭкв/л), выраженная гиперкальциурия, кальциевый нефроуролитиаз, тромбофлебит, тромбоз, саркоидоз, одновременный прием сердечных гликозидов (риск возникновения аритмий).

Ограничения к применению

Дегидратация, электролитные нарушения (риск развития гиперкальциемии), диарея, синдром мальабсорбции, кальциевый нефроуролитиаз (в анамнезе), незначительная гиперкальциурия, умеренная хроническая почечная недостаточность, хроническая сердечная недостаточность, распространенный атеросклероз, гиперкоагуляция; для в/м введения — детский возраст (из-за опасности возникновения некроза).

Побочные действия вещества Кальция глюконат

При приеме внутрь — запор, раздражение слизистой оболочки ЖКТ. При парентеральном введении — тошнота, рвота, диарея, брадикардия; при в/в введении — ощущение жара сначала в полости рта, а затем по всему телу; при в/м введении — инфильтраты и некроз в месте введения.

Взаимодействие

Кальция глюконат образует комплексы с антибиотиками тетрациклинового ряда и нейтрализует их антибактериальный эффект при совместном применении.

Способ применения и дозы

В/в, в/м, внутрь, местно, в т.ч. путем электрофореза. Внутрь (перед едой) 2–3 раза в сутки: взрослым — 1–3 г и более; детям до 1 года — 0,5 г, 2–4 лет — 1 г, 5–6 лет — 1–1,5 г, 7–9 лет — 1,5–2 г, 10–14 лет — 2–3 г. В/м, в/в медленно в течение 2–3 мин (раствор предварительно согревают до температуры тела) взрослым вводят по 5–10 мл 10% раствора ежедневно, через день или два дня в зависимости от показаний. Детям, в/в медленно от 1 до 5 мл 10% раствора каждые 2–3 дня в зависимости от возраста.

Для реминерализующей терапии 10% раствор в виде аппликаций или путем электрофореза в течение 10–15 мин на поверхность зуба.

Особые указания

Кальция глюконат сходен по эффектам с кальция хлоридом, но оказывает меньшее раздражающее действие.

Торговые названия с действующим веществом Кальция глюконат

Торговое название	Цена за упаковку, руб.
Кальция глюконат	от 18.00 до 253.00
Кальция глюконат Б.Браун	от 328.00 до 328.00
Кальция глюконат Медисорб	от 34.00 до 34.00
Кальция глюконат стабилизированный	от 122.00 до 158.00
Кальция глюконат-Виал	от 118.00 до 132.00
Кальция глюконат-СОЛОфарм	от 198.00 до 198.00

Источник

ContDict.ru > Латинско русский словарь и переводчик

Вход
Регистрация

‘

—

Латинско-русский словарь

calcium:

кальций

calcium Nikomed	кальций никомед источник пожаловаться Langcrowd.com
Calcium glycerophosphate	Глицерофосфат кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium	кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
Glycerophosphate calcium	Глицерофосфата кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
Calcium	Кальций источник пожаловаться Langcrowd.com
solutio calcium chloride	раствор кальция хлорида источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium phosphate	фосфат кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium sulfate	сернокислый кальций источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium oxide	кальция оксид источник пожаловаться Langcrowd.com
Sulphide of calcium	Сульфид кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium gluconate	кальция глюконат источник пожаловаться Langcrowd.com
Calcium gluconate	Глюконат кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium scriptor	кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium hydroxide	гидроксид кальция источник пожаловаться Langcrowd.com
Calcium chloride	Кальция хлорид источник пожаловаться Langcrowd.com
ascorbic acid rutinum calcium lactate	аскорбиновая кислота рутин кальция лактата источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium gluconate	кальция глюконата источник пожаловаться Langcrowd.com
calcium oxide	оксид кальция источник пожаловаться Langcrowd.com

calcium glycerophosphate

calcium gluconate

calcium oxide

calcium oxalate

calcium oxalatis

calcium chloride

calcium hydroxide

Calcium carbonicum cum

Пожалуйста, исправьте перевод и/или сообщите о нарушениях, ошибках, грубой лексике:

Плохой пример

Ошибки в тексте

Грубая лексика

Другое

Комментарий:

Докажите, что вы не робот:

Зарегистрированные пользователи могут исправлять переводы! Зарегистрируйтесь или войдите на сайт для этого.

Пожалуйста, помогите другим пользователям с корректировкой их текстов:

In scholas vestros pueros mittitis. Enim educari in scholis debemus. Ibi nos legere, scribere

Латынь

The concept of public security.
Концепция общественной безопасности.
Conceptus securitas

Латынь

Ishlab chiqarish vositalari, ular qanchalik mukammal bo’lmasin, o’zlarida hech qanday qadr-qimmatga

Русский

Йон — шерсть, перевод с татарского;
Юн — стругай ( если вариант твёрдого произношения);
Юн —

Русский

Пожалуйста, помогите c переводом:

Sunt folia ovata, lanceolate, falcata et cetera

Латынь-Русский

Forma foliorum etiam varia est

Латынь-Русский

Populis nigra planta dioica est

Латынь-Русский

Nos Morituri te Salutamus

Латынь-Русский

Пожалуйста, войдите или зарегистрируйтесь!

Characteristics

Classification

Calcium is a very ductile silvery metal (sometimes described as pale yellow) whose properties are very similar to the heavier elements in its group, strontium, barium, and radium. A calcium atom has twenty electrons, arranged in the electron configuration [Ar]4s². Like the other elements placed in group 2 of the periodic table, calcium has two valence electrons in the outermost s-orbital, which are very easily lost in chemical reactions to form a dipositive ion with the stable electron configuration of a noble gas, in this case argon.^[7]

Hence, calcium is almost always divalent in its compounds, which are usually ionic. Hypothetical univalent salts of calcium would be stable with respect to their elements, but not to disproportionation to the divalent salts and calcium metal, because the enthalpy of formation of MX₂ is much higher than those of the hypothetical MX. This occurs because of the much greater lattice energy afforded by the more highly charged Ca²⁺ cation compared to the hypothetical Ca⁺ cation.^[7]

Calcium, strontium, barium, and radium are always considered to be alkaline earth metals; the lighter beryllium and magnesium, also in group 2 of the periodic table, are often included as well. Nevertheless, beryllium and magnesium differ significantly from the other members of the group in their physical and chemical behaviour: they behave more like aluminium and zinc respectively and have some of the weaker metallic character of the post-transition metals, which is why the traditional definition of the term «alkaline earth metal» excludes them.^[8]

Physical properties

Calcium metal melts at 842 °C and boils at 1494 °C; these values are higher than those for magnesium and strontium, the neighbouring group 2 metals. It crystallises in the face-centered cubic arrangement like strontium; above 450 °C, it changes to an anisotropic hexagonal close-packed arrangement like magnesium. Its density of 1.55 g/cm³ is the lowest in its group.^[7]

Calcium is harder than lead but can be cut with a knife with effort. While calcium is a poorer conductor of electricity than copper or aluminium by volume, it is a better conductor by mass than both due to its very low density.^[9] While calcium is infeasible as a conductor for most terrestrial applications as it reacts quickly with atmospheric oxygen, its use as such in space has been considered.^[10]

Chemical properties

Structure of the polymeric [Ca(H₂O)₆]²⁺ center in hydrated calcium chloride, illustrating the high coordination number typical for calcium complexes.

The chemistry of calcium is that of a typical heavy alkaline earth metal. For example, calcium spontaneously reacts with water more quickly than magnesium and less quickly than strontium to produce calcium hydroxide and hydrogen gas. It also reacts with the oxygen and nitrogen in the air to form a mixture of calcium oxide and calcium nitride.^[11] When finely divided, it spontaneously burns in air to produce the nitride. In bulk, calcium is less reactive: it quickly forms a hydration coating in moist air, but below 30% relative humidity it may be stored indefinitely at room temperature.^[12]

Besides the simple oxide CaO, the peroxide CaO₂ can be made by direct oxidation of calcium metal under a high pressure of oxygen, and there is some evidence for a yellow superoxide Ca(O₂)₂.^[13] Calcium hydroxide, Ca(OH)₂, is a strong base, though it is not as strong as the hydroxides of strontium, barium or the alkali metals.^[14] All four dihalides of calcium are known.^[15] Calcium carbonate (CaCO₃) and calcium sulfate (CaSO₄) are particularly abundant minerals.^[16] Like strontium and barium, as well as the alkali metals and the divalent lanthanides europium and ytterbium, calcium metal dissolves directly in liquid ammonia to give a dark blue solution.^[7]

Due to the large size of the calcium ion (Ca²⁺), high coordination numbers are common, up to 24 in some intermetallic compounds such as CaZn₁₃.^[17] Calcium is readily complexed by oxygen chelates such as EDTA and polyphosphates, which are useful in analytic chemistry and removing calcium ions from hard water. In the absence of steric hindrance, smaller group 2 cations tend to form stronger complexes, but when large polydentate macrocycles are involved the trend is reversed.^[16]

Although calcium is in the same group as magnesium and organomagnesium compounds are very commonly used throughout chemistry, organocalcium compounds are not similarly widespread because they are more difficult to make and more reactive, although they have recently been investigated as possible catalysts.^[18]^[19]^[20]^[21]^[22] Organocalcium compounds tend to be more similar to organoytterbium compounds due to the similar ionic radii of Yb²⁺ (102 pm) and Ca²⁺ (100 pm).^[23]

Most of these compounds can only be prepared at low temperatures; bulky ligands tend to favor stability. For example, calcium dicyclopentadienyl, Ca(C₅H₅)₂, must be made by directly reacting calcium metal with mercurocene or cyclopentadiene itself; replacing the C₅H₅ ligand with the bulkier C₅(CH₃)₅ ligand on the other hand increases the compound’s solubility, volatility, and kinetic stability.^[23]

Isotopes

Natural calcium is a mixture of five stable isotopes (⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, and ⁴⁶Ca) and one isotope with a half-life so long that it can be considered stable for all practical purposes (⁴⁸Ca, with a half-life of about 4.3 × 10¹⁹ years). Calcium is the first (lightest) element to have six naturally occurring isotopes.^[11]

By far the most common isotope of calcium in nature is ⁴⁰Ca, which makes up 96.941% of all natural calcium. It is produced in the silicon-burning process from fusion of alpha particles and is the heaviest stable nuclide with equal proton and neutron numbers; its occurrence is also supplemented slowly by the decay of primordial ⁴⁰K. Adding another alpha particle leads to unstable ⁴⁴Ti, which quickly decays via two successive electron captures to stable ⁴⁴Ca; this makes up 2.806% of all natural calcium and is the second-most common isotope.^[24]^[25]

The other four natural isotopes, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁶Ca, and ⁴⁸Ca, are significantly rarer, each comprising less than 1% of all natural calcium. The four lighter isotopes are mainly products of the oxygen-burning and silicon-burning processes, leaving the two heavier ones to be produced via neutron capture processes. ⁴⁶Ca is mostly produced in a «hot» s-process, as its formation requires a rather high neutron flux to allow short-lived ⁴⁵Ca to capture a neutron. ⁴⁸Ca is produced by electron capture in the r-process in type Ia supernovae, where high neutron excess and low enough entropy ensures its survival.^[24]^[25]

⁴⁶Ca and ⁴⁸Ca are the first «classically stable» nuclides with a six-neutron or eight-neutron excess respectively. Although extremely neutron-rich for such a light element, ⁴⁸Ca is very stable because it is a doubly magic nucleus, having 20 protons and 28 neutrons arranged in closed shells. Its beta decay to ⁴⁸Sc is very hindered because of the gross mismatch of nuclear spin: ⁴⁸Ca has zero nuclear spin, being even–even, while ⁴⁸Sc has spin 6+, so the decay is forbidden by the conservation of angular momentum. While two excited states of ⁴⁸Sc are available for decay as well, they are also forbidden due to their high spins. As a result, when ⁴⁸Ca does decay, it does so by double beta decay to ⁴⁸Ti instead, being the lightest nuclide known to undergo double beta decay.^[26]^[27]

The heavy isotope ⁴⁶Ca can also theoretically undergo double beta decay to ⁴⁶Ti as well, but this has never been observed. The lightest and most common isotope ⁴⁰Ca is also doubly magic and could undergo double electron capture to ⁴⁰Ar, but this has likewise never been observed. Calcium is the only element to have two primordial doubly magic isotopes. The experimental lower limits for the half-lives of ⁴⁰Ca and ⁴⁶Ca are 5.9 × 10²¹ years and 2.8 × 10¹⁵ years respectively.^[26]

Apart from the practically stable ⁴⁸Ca, the longest lived radioisotope of calcium is ⁴¹Ca. It decays by electron capture to stable ⁴¹K with a half-life of about a hundred thousand years. Its existence in the early Solar System as an extinct radionuclide has been inferred from excesses of ⁴¹K: traces of ⁴¹Ca also still exist today, as it is a cosmogenic nuclide, continuously reformed through neutron activation of natural ⁴⁰Ca.^[25]

Many other calcium radioisotopes are known, ranging from ³⁵Ca to ⁶⁰Ca. They are all much shorter-lived than ⁴¹Ca, the most stable among them being ⁴⁵Ca (half-life 163 days) and ⁴⁷Ca (half-life 4.54 days). The isotopes lighter than ⁴²Ca usually undergo beta plus decay to isotopes of potassium, and those heavier than ⁴⁴Ca usually undergo beta minus decay to isotopes of scandium, although near the nuclear drip lines, proton emission and neutron emission begin to be significant decay modes as well.^[26]

Like other elements, a variety of processes alter the relative abundance of calcium isotopes.^[28] The best studied of these processes is the mass-dependent fractionation of calcium isotopes that accompanies the precipitation of calcium minerals such as calcite, aragonite and apatite from solution. Lighter isotopes are preferentially incorporated into these minerals, leaving the surrounding solution enriched in heavier isotopes at a magnitude of roughly 0.025% per atomic mass unit (amu) at room temperature. Mass-dependent differences in calcium isotope composition are conventionally expressed by the ratio of two isotopes (usually ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca) in a sample compared to the same ratio in a standard reference material. ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca varies by about 1% among common earth materials.^[29]

History

Calcium compounds were known for millennia, although their chemical makeup was not understood until the 17th century.^[30] Lime as a building material^[31] and as plaster for statues was used as far back as around 7000 BC.^[32] The first dated lime kiln dates back to 2500 BC and was found in Khafajah, Mesopotamia.^[33]^[34]

At about the same time, dehydrated gypsum (CaSO₄·2H₂O) was being used in the Great Pyramid of Giza. This material would later be used for the plaster in the tomb of Tutankhamun. The ancient Romans instead used lime mortars made by heating limestone (CaCO₃). The name «calcium» itself derives from the Latin word calx «lime».^[30]

Vitruvius noted that the lime that resulted was lighter than the original limestone, attributing this to the boiling of the water. In 1755, Joseph Black proved that this was due to the loss of carbon dioxide, which as a gas had not been recognised by the ancient Romans.^[35]

In 1789, Antoine Lavoisier suspected that lime might be an oxide of a fundamental chemical element. In his table of the elements, Lavoisier listed five «salifiable earths» (i.e., ores that could be made to react with acids to produce salts (salis = salt, in Latin): chaux (calcium oxide), magnésie (magnesia, magnesium oxide), baryte (barium sulfate), alumine (alumina, aluminium oxide), and silice (silica, silicon dioxide)). About these «elements», Lavoisier reasoned:

We are probably only acquainted as yet with a part of the metallic substances existing in nature, as all those which have a stronger affinity to oxygen than carbon possesses, are incapable, hitherto, of being reduced to a metallic state, and consequently, being only presented to our observation under the form of oxyds, are confounded with earths. It is extremely probable that barytes, which we have just now arranged with earths, is in this situation; for in many experiments it exhibits properties nearly approaching to those of metallic bodies. It is even possible that all the substances we call earths may be only metallic oxyds, irreducible by any hitherto known process.^[36]

Calcium, along with its congeners magnesium, strontium, and barium, was first isolated by Humphry Davy in 1808. Following the work of Jöns Jakob Berzelius and Magnus Martin af Pontin on electrolysis, Davy isolated calcium and magnesium by putting a mixture of the respective metal oxides with mercury(II) oxide on a platinum plate which was used as the anode, the cathode being a platinum wire partially submerged into mercury. Electrolysis then gave calcium–mercury and magnesium–mercury amalgams, and distilling off the mercury gave the metal.^[30]^[37] However, pure calcium cannot be prepared in bulk by this method and a workable commercial process for its production was not found until over a century later.^[35]

Occurrence and production

At 3%, calcium is the fifth most abundant element in the Earth’s crust, and the third most abundant metal behind aluminium and iron.^[30] It is also the fourth most abundant element in the lunar highlands.^[12] Sedimentary calcium carbonate deposits pervade the Earth’s surface as fossilized remains of past marine life; they occur in two forms, the rhombohedral calcite (more common) and the orthorhombic aragonite (forming in more temperate seas). Minerals of the first type include limestone, dolomite, marble, chalk, and iceland spar; aragonite beds make up the Bahamas, the Florida Keys, and the Red Sea basins. Corals, sea shells, and pearls are mostly made up of calcium carbonate. Among the other important minerals of calcium are gypsum (CaSO₄·2H₂O), anhydrite (CaSO₄), fluorite (CaF₂), and apatite ([Ca₅(PO₄)₃F]).^[30]

The major producers of calcium are China (about 10000 to 12000 tonnes per year), Russia (about 6000 to 8000 tonnes per year), and the United States (about 2000 to 4000 tonnes per year). Canada and France are also among the minor producers. In 2005, about 24000 tonnes of calcium were produced; about half of the world’s extracted calcium is used by the United States, with about 80% of the output used each year.^[10]

In Russia and China, Davy’s method of electrolysis is still used, but is instead applied to molten calcium chloride.^[10] Since calcium is less reactive than strontium or barium, the oxide–nitride coating that results in air is stable and lathe machining and other standard metallurgical techniques are suitable for calcium.^[38] In the United States and Canada, calcium is instead produced by reducing lime with aluminium at high temperatures.^[10]

Geochemical cycling

Calcium cycling provides a link between tectonics, climate, and the carbon cycle. In the simplest terms, uplift of mountains exposes calcium-bearing rocks such as some granites to chemical weathering and releases Ca²⁺ into surface water. These ions are transported to the ocean where they react with dissolved CO₂ to form limestone (CaCO
₃), which in turn settles to the sea floor where it is incorporated into new rocks. Dissolved CO₂, along with carbonate and bicarbonate ions, are termed «dissolved inorganic carbon» (DIC).^[39]

The actual reaction is more complicated and involves the bicarbonate ion (HCO⁻
₃) that forms when CO₂ reacts with water at seawater pH:

Ca²⁺
+ 2HCO⁻
₃ → CaCO
₃_(s) + CO
₂ + H
₂O

At seawater pH, most of the CO₂ is immediately converted back into HCO⁻
₃. The reaction results in a net transport of one molecule of CO₂ from the ocean/atmosphere into the lithosphere.^[40] The result is that each Ca²⁺ ion released by chemical weathering ultimately removes one CO₂ molecule from the surficial system (atmosphere, ocean, soils and living organisms), storing it in carbonate rocks where it is likely to stay for hundreds of millions of years. The weathering of calcium from rocks thus scrubs CO₂ from the ocean and atmosphere, exerting a strong long-term effect on climate.^[39]^[41]

Uses

The largest use of metallic calcium is in steelmaking, due to its strong chemical affinity for oxygen and sulfur. Its oxides and sulfides, once formed, give liquid lime aluminate and sulfide inclusions in steel which float out; on treatment, these inclusions disperse throughout the steel and become small and spherical, improving castability, cleanliness and general mechanical properties. Calcium is also used in maintenance-free automotive batteries, in which the use of 0.1% calcium–lead alloys instead of the usual antimony–lead alloys leads to lower water loss and lower self-discharging.^[42]

Due to the risk of expansion and cracking, aluminium is sometimes also incorporated into these alloys. These lead–calcium alloys are also used in casting, replacing lead–antimony alloys.^[42] Calcium is also used to strengthen aluminium alloys used for bearings, for the control of graphitic carbon in cast iron, and to remove bismuth impurities from lead.^[38] Calcium metal is found in some drain cleaners, where it functions to generate heat and calcium hydroxide that saponifies the fats and liquefies the proteins (for example, those in hair) that block drains.^[43]

Besides metallurgy, the reactivity of calcium is exploited to remove nitrogen from high-purity argon gas and as a getter for oxygen and nitrogen. It is also used as a reducing agent in the production of chromium, zirconium, thorium, and uranium. It can also be used to store hydrogen gas, as it reacts with hydrogen to form solid calcium hydride, from which the hydrogen can easily be re-extracted.^[38]

Calcium isotope fractionation during mineral formation has led to several applications of calcium isotopes. In particular, the 1997 observation by Skulan and DePaolo^[44] that calcium minerals are isotopically lighter than the solutions from which the minerals precipitate is the basis of analogous applications in medicine and in paleoceanography. In animals with skeletons mineralized with calcium, the calcium isotopic composition of soft tissues reflects the relative rate of formation and dissolution of skeletal mineral.^[45]

In humans, changes in the calcium isotopic composition of urine have been shown to be related to changes in bone mineral balance. When the rate of bone formation exceeds the rate of bone resorption, the ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca ratio in soft tissue rises and vice versa. Because of this relationship, calcium isotopic measurements of urine or blood may be useful in the early detection of metabolic bone diseases like osteoporosis.^[45]

A similar system exists in seawater, where ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca tends to rise when the rate of removal of Ca²⁺ by mineral precipitation exceeds the input of new calcium into the ocean. In 1997, Skulan and DePaolo presented the first evidence of change in seawater ⁴⁴Ca/⁴⁰Ca over geologic time, along with a theoretical explanation of these changes. More recent papers have confirmed this observation, demonstrating that seawater Ca²⁺ concentration is not constant, and that the ocean is never in a «steady state» with respect to calcium input and output. This has important climatological implications, as the marine calcium cycle is closely tied to the carbon cycle.^[46]^[47]

Many calcium compounds are used in food, as pharmaceuticals, and in medicine, among others. For example, calcium and phosphorus are supplemented in foods through the addition of calcium lactate, calcium diphosphate, and tricalcium phosphate. The last is also used as a polishing agent in toothpaste and in antacids. Calcium lactobionate is a white powder that is used as a suspending agent for pharmaceuticals. In baking, calcium phosphate is used as a leavening agent. Calcium sulfite is used as a bleach in papermaking and as a disinfectant, calcium silicate is used as a reinforcing agent in rubber, and calcium acetate is a component of liming rosin and is used to make metallic soaps and synthetic resins.^[42]

Calcium is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[48]

Food sources

Foods rich in calcium include dairy products, such as yogurt and cheese, sardines, salmon, soy products, kale, and fortified breakfast cereals.^[6]

Because of concerns for long-term adverse side effects, including calcification of arteries and kidney stones, both the U.S. Institute of Medicine (IOM) and the European Food Safety Authority (EFSA) set Tolerable Upper Intake Levels (ULs) for combined dietary and supplemental calcium. From the IOM, people of ages 9–18 years are not to exceed 3 g/day combined intake; for ages 19–50, not to exceed 2.5 g/day; for ages 51 and older, not to exceed 2 g/day.^[49] EFSA set the UL for all adults at 2.5 g/day, but decided the information for children and adolescents was not sufficient to determine ULs.^[50]

Biological and pathological role

Age-adjusted daily calcium recommendations (from U.S. Institute of Medicine RDAs)^[51]

Age	Calcium (mg/day)
1–3 years	700
4–8 years	1000
9–18 years	1300
19–50 years	1000
>51 years	1000
Pregnancy	1000
Lactation	1000

Global dietary calcium intake among adults (mg/day).^[52]

<400

400–500

500–600

600–700

700–800

800–900

900–1000

>1000

Function

Calcium is an essential element needed in large quantities.^[5]^[6] The Ca²⁺ ion acts as an electrolyte and is vital to the health of the muscular, circulatory, and digestive systems; is indispensable to the building of bone; and supports synthesis and function of blood cells. For example, it regulates the contraction of muscles, nerve conduction, and the clotting of blood. As a result, intra- and extracellular calcium levels are tightly regulated by the body. Calcium can play this role because the Ca²⁺ ion forms stable coordination complexes with many organic compounds, especially proteins; it also forms compounds with a wide range of solubilities, enabling the formation of the skeleton.^[5]
^[53]

Binding

Calcium ions may be complexed by proteins through binding the carboxyl groups of glutamic acid or aspartic acid residues; through interacting with phosphorylated serine, tyrosine, or threonine residues; or by being chelated by γ-carboxylated amino acid residues. Trypsin, a digestive enzyme, uses the first method; osteocalcin, a bone matrix protein, uses the third.^[54]

Some other bone matrix proteins such as osteopontin and bone sialoprotein use both the first and the second. Direct activation of enzymes by binding calcium is common; some other enzymes are activated by noncovalent association with direct calcium-binding enzymes. Calcium also binds to the phospholipid layer of the cell membrane, anchoring proteins associated with the cell surface.^[54]

Solubility

As an example of the wide range of solubility of calcium compounds, monocalcium phosphate is very soluble in water, 85% of extracellular calcium is as dicalcium phosphate with a solubility of 2.0 mM and the hydroxyapatite of bones in an organic matrix is tricalcium phosphate at 100 μM.^[54]

Nutrition

Calcium is a common constituent of multivitamin dietary supplements,^[5] but the composition of calcium complexes in supplements may affect its bioavailability which varies by solubility of the salt involved: calcium citrate, malate, and lactate are highly bioavailable, while the oxalate is less. Other calcium preparations include calcium carbonate, calcium citrate malate, and calcium gluconate.^[5] The intestine absorbs about one-third of calcium eaten as the free ion, and plasma calcium level is then regulated by the kidneys.^[5]

Hormonal regulation of bone formation and serum levels

Parathyroid hormone and vitamin D promote the formation of bone by allowing and enhancing the deposition of calcium ions there, allowing rapid bone turnover without affecting bone mass or mineral content.^[5] When plasma calcium levels fall, cell surface receptors are activated and the secretion of parathyroid hormone occurs; it then proceeds to stimulate the entry of calcium into the plasma pool by taking it from targeted kidney, gut, and bone cells, with the bone-forming action of parathyroid hormone being antagonised by calcitonin, whose secretion increases with increasing plasma calcium levels.^[54]

Abnormal serum levels

Excess intake of calcium may cause hypercalcemia. However, because calcium is absorbed rather inefficiently by the intestines, high serum calcium is more likely caused by excessive secretion of parathyroid hormone (PTH) or possibly by excessive intake of vitamin D, both of which facilitate calcium absorption. All these conditions result in excess calcium salts being deposited in the heart, blood vessels, or kidneys. Symptoms include anorexia, nausea, vomiting, memory loss, confusion, muscle weakness, increased urination, dehydration, and metabolic bone disease.^[54]

Chronic hypercalcaemia typically leads to calcification of soft tissue and its serious consequences: for example, calcification can cause loss of elasticity of vascular walls and disruption of laminar blood flow—and thence to plaque rupture and thrombosis. Conversely, inadequate calcium or vitamin D intakes may result in hypocalcemia, often caused also by inadequate secretion of parathyroid hormone or defective PTH receptors in cells. Symptoms include neuromuscular excitability, which potentially causes tetany and disruption of conductivity in cardiac tissue.^[54]

Bone disease

As calcium is required for bone development, many bone diseases can be traced to the organic matrix or the hydroxyapatite in molecular structure or organization of bone. Osteoporosis is a reduction in mineral content of bone per unit volume, and can be treated by supplementation of calcium, vitamin D, and bisphosphonates.^[5]^[6] Inadequate amounts of calcium, vitamin D, or phosphates can lead to softening of bones, called osteomalacia.^[54]

Safety

Metallic calcium

Calcium

Hazards
GHS labelling:^[55]
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H261
Precautionary statements	P231+P232
NFPA 704 (fire diamond)	0 3 1 W

Because calcium reacts exothermically with water and acids, calcium metal coming into contact with bodily moisture results in severe corrosive irritation.^[56] When swallowed, calcium metal has the same effect on the mouth, oesophagus, and stomach, and can be fatal.^[43] However, long-term exposure is not known to have distinct adverse effects.^[56]

References

^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 112. ISBN 978-0-08-037941-8.
^ «Standard Atomic Weights: Calcium». CIAAW. 1983.
^ Krieck, Sven; Görls, Helmar; Westerhausen, Matthias (2010). «Mechanistic Elucidation of the Formation of the Inverse Ca(I) Sandwich Complex [(thf)3Ca(μ-C6H3-1,3,5-Ph3)Ca(thf)3] and Stability of Aryl-Substituted Phenylcalcium Complexes». Journal of the American Chemical Society. 132 (35): 12492–12501. doi:10.1021/ja105534w. PMID 20718434.
^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. pp. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
^ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j «Calcium». Linus Pauling Institute, Oregon State University, Corvallis, Oregon. 1 September 2017. Retrieved 31 August 2019.
^ ^a ^b ^c ^d «Calcium: Fact Sheet for Health Professionals». Office of Dietary Supplements, US National Institutes of Health. 9 July 2019. Retrieved 31 August 2019.
^ ^a ^b ^c ^d Greenwood and Earnshaw, pp. 112–13
^ Parish, R. V. (1977). The Metallic Elements. London: Longman. p. 34. ISBN 978-0-582-44278-8.
^ Ropp, Richard C. (2012). Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. pp. 12–15. ISBN 978-0-444-59553-9.
^ ^a ^b ^c ^d Hluchan and Pomerantz, p. 484
^ ^a ^b C. R. Hammond The elements (pp. 4–35) in Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
^ ^a ^b Hluchan and Pomerantz, p. 483
^ Greenwood and Earnshaw, p. 119
^ Greenwood and Earnshaw, p. 121
^ Greenwood and Earnshaw, p. 117
^ ^a ^b Greenwood and Earnshaw, pp. 122–15
^ Greenwood and Earnshaw, p. 115
^ Harder, S.; Feil, F.; Knoll, K. (2001). «Novel Calcium Half-Sandwich Complexes for the Living and Stereoselective Polymerization of Styrene». Angew. Chem. Int. Ed. 40 (22): 4261–64. doi:10.1002/1521-3773(20011119)40:22<4261::AID-ANIE4261>3.0.CO;2-J. PMID 29712082.
^ Crimmin, Mark R.; Casely, Ian J.; Hill, Michael S. (2005). «Calcium-Mediated Intramolecular Hydroamination Catalysis». Journal of the American Chemical Society. 127 (7): 2042–43. doi:10.1021/ja043576n. PMID 15713071.
^ Jenter, Jelena; Köppe, Ralf; Roesky, Peter W. (2011). «2,5-Bis{N-(2,6-diisopropylphenyl)iminomethyl}pyrrolyl Complexes of the Heavy Alkaline Earth Metals: Synthesis, Structures, and Hydroamination Catalysis». Organometallics. 30 (6): 1404–13. doi:10.1021/om100937c.
^ Arrowsmith, Merle; Crimmin, Mark R.; Barrett, Anthony G. M.; Hill, Michael S.; Kociok-Köhn, Gabriele; Procopiou, Panayiotis A. (2011). «Cation Charge Density and Precatalyst Selection in Group 2-Catalyzed Aminoalkene Hydroamination». Organometallics. 30 (6): 1493–1506. doi:10.1021/om101063m.
^ Penafiel, J.; Maron, L.; Harder, S. (2014). «Early Main Group Metal Catalysis: How Important is the Metal?» (PDF). Angew. Chem. Int. Ed. 54 (1): 201–06. doi:10.1002/anie.201408814. PMID 25376952.
^ ^a ^b Greenwood and Earnshaw, pp. 136–37
^ ^a ^b Cameron, A. G. W. (1973). «Abundance of the Elements in the Solar System» (PDF). Space Science Reviews. 15 (1): 121–46. Bibcode:1973SSRv…15..121C. doi:10.1007/BF00172440. S2CID 120201972.
^ ^a ^b ^c Clayton, Donald (2003). Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium. Cambridge University Press. pp. 184–98. ISBN 9780521530835.
^ ^a ^b ^c Audi, G.; Kondev, F. G.; Wang, M.; Huang, W. J.; Naimi, S. (2017). «The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties» (PDF). Chinese Physics C. 41 (3): 030001. Bibcode:2017ChPhC..41c0001A. doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001.
^ Arnold, R.; et al. (NEMO-3 Collaboration) (2016). «Measurement of the double-beta decay half-life and search for the neutrinoless double-beta decay of ⁴⁸Ca with the NEMO-3 detector». Physical Review D. 93 (11): 112008. arXiv:1604.01710. Bibcode:2016PhRvD..93k2008A. doi:10.1103/PhysRevD.93.112008. S2CID 55485404.
^ Russell, W. A.; Papanastassiou, D. A.; Tombrello, T. A. (1978). «Ca isotope fractionation on the earth and other solar system materials». Geochim Cosmochim Acta. 42 (8): 1075–90. Bibcode:1978GeCoA..42.1075R. doi:10.1016/0016-7037(78)90105-9.
^ Skulan, J.; Depaolo, D. J. (1999). «Calcium isotope fractionation between soft and mineralized tissues as a monitor of calcium use in vertebrates». Proc Natl Acad Sci USA. 96 (24): 13709–13. Bibcode:1999PNAS…9613709S. doi:10.1073/pnas.96.24.13709. PMC 24129. PMID 10570137.
^ ^a ^b ^c ^d ^e Greenwood and Earnshaw, p. 108
^ Miller, M. Michael. «Commodity report:Lime» (PDF). United States Geological Survey. Retrieved 2012-03-06.
^ Garfinkel, Yosef (1987). «Burnt Lime Products and Social Implications in the Pre-Pottery Neolithic B Villages of the Near East». Paléorient. 13 (1): 69–76. doi:10.3406/paleo.1987.4417. JSTOR 41492234.
^ Williams, Richard (2004). Lime Kilns and Lime Burning. p. 4. ISBN 978-0-7478-0596-0.
^ Oates, J. A. H (2008). Lime and Limestone: Chemistry and Technology, Production and Uses. ISBN 978-3-527-61201-7.
^ ^a ^b Weeks, Mary Elvira; Leichester, Henry M. (1968). Discovery of the Elements. Easton, PA: Journal of Chemical Education. pp. 505–10. ISBN 978-0-7661-3872-8. LCCN 68-15217.
^ p. 218 of: Lavoisier with Robert Kerr, trans., Elements of Chemistry, 4th ed. (Edinburgh, Scotland: William Creech, 1799). (The original passage appears in: Lavoisier, Traité Élémentaire de Chimie, (Paris, France: Cuchet, 1789), vol. 1, p. 174.)
^ Davy, H. (1808). «Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia». Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 98: 333–70. Bibcode:1808RSPT…98..333D. doi:10.1098/rstl.1808.0023.
^ ^a ^b ^c Greenwood and Earnshaw, p. 110
^ ^a ^b Berner, Robert (2003). «The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition». Nature. 426 (6964): 323–26. Bibcode:2003Natur.426..323B. doi:10.1038/nature02131. PMID 14628061. S2CID 4420185.
^ Zeebe (2006). «Marine carbonate chemistry». National Council for Science and the Environment. Retrieved 2010-03-13.
^ Walker, James C. G.; Hays, P. B.; Kasting, J. F. (1981-10-20). «A negative feedback mechanism for the long-term stabilization of Earth’s surface temperature». Journal of Geophysical Research: Oceans. 86 (C10): 9776–82. Bibcode:1981JGR….86.9776W. doi:10.1029/JC086iC10p09776. ISSN 2156-2202.
^ ^a ^b ^c Hluchan and Pomerantz, pp. 485–87
^ ^a ^b Rumack BH. POISINDEX. Information System Micromedex, Inc., Englewood, CO, 2010; CCIS Volume 143. Hall AH and Rumack BH (Eds)
^ Skulan, J.; Depaolo, D. J.; Owens, T. L. (June 1997). «Biological control of calcium isotopic abundances in the global calcium cycle». Geochimica et Cosmochimica Acta. 61 (12): 2505–10. Bibcode:1997GeCoA..61.2505S. doi:10.1016/S0016-7037(97)00047-1.
^ ^a ^b Skulan, J.; Bullen, T.; Anbar, A. D.; Puzas, J. E.; Shackelford, L.; Leblanc, A.; Smith, S. M. (2007). «Natural calcium isotopic composition of urine as a marker of bone mineral balance». Clinical Chemistry. 53 (6): 1155–58. doi:10.1373/clinchem.2006.080143. PMID 17463176.
^ Fantle, M.; Depaolo, D. (2007). «Ca isotopes in carbonate sediment and pore fluid from ODP Site 807A: The Ca²⁺(aq)–calcite equilibrium fractionation factor and calcite recrystallization rates in Pleistocene sediments». Geochim Cosmochim Acta. 71 (10): 2524–46. Bibcode:2007GeCoA..71.2524F. doi:10.1016/j.gca.2007.03.006.
^ Griffith, Elizabeth M.; Paytan, Adina; Caldeira, Ken; Bullen, Thomas; Thomas, Ellen (2008). «A Dynamic marine calcium cycle during the past 28 million years». Science. 322 (12): 1671–74. Bibcode:2008Sci…322.1671G. doi:10.1126/science.1163614. PMID 19074345. S2CID 206515318.
^ World Health Organization (2019). World Health Organization model list of essential medicines: 21st list 2019. Geneva: World Health Organization. hdl:10665/325771. WHO/MVP/EMP/IAU/2019.06. License: CC BY-NC-SA 3.0 IGO.
^ Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium; Ross, A. C.; Taylor, C. L.; Yaktine, A. L.; Del Valle, H. B. (2011). «ch 6. Tolerable Upper Intake Levels». Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D. Washington, D.C: National Academies Press. pp. 403–56. doi:10.17226/13050. ISBN 978-0-309-16394-1. PMID 21796828. S2CID 58721779.
^ Tolerable Upper Intake Levels For Vitamins And Minerals (PDF), European Food Safety Authority, 2006
^ Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium; Ross, A. C.; Taylor, C. L.; Yaktine, A. L.; Del Valle, H. B. (2011). «ch. 5. Dietary Reference Intakes». Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D. Washington, D.C: National Academies Press. pp. 345–402. doi:10.17226/13050. ISBN 978-0-309-16394-1. PMID 21796828. S2CID 58721779.
^ Balk EM, Adam GP, Langberg VN, Earley A, Clark P, Ebeling PR, Mithal A, Rizzoli R, Zerbini CA, Pierroz DD, Dawson-Hughes B (December 2017). «Global dietary calcium intake among adults: a systematic review». Osteoporosis International. 28 (12): 3315–24. doi:10.1007/s00198-017-4230-x. PMC 5684325. PMID 29026938.
^
Sosa Torres, Martha; Kroneck, Peter M.H; «Introduction: From Rocks to Living Cells» pp. 1–32 in «Metals, Microbes and Minerals: The Biogeochemical Side of Life» (2021) pp. xiv + 341. Walter de Gruyter, Berlin. Editors Kroneck, Peter M.H. and Sosa Torres, Martha. doi:10.1515/9783110589771-001
^ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g Hluchan and Pomerantz, pp. 489–94
^ «Calcium turnings, 99% trace metals basis». Sigma-Aldrich. 2021-02-24. Retrieved 2021-12-22.
^ ^a ^b Hluchan and Pomerantz, pp. 487–89

Bibliography

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth. «Calcium and Calcium Alloys». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a04_515.pub2.

Источник

Calcium, ₂₀Ca

Calcium

Appearance

dull gray, silver; with a pale yellow tint^[1]

Standard atomic weight A_r°(Ca)

40.078±0.004
40.078±0.004 (abridged)^[2]

Calcium in the periodic table

Hydrogen

Helium

Lithium

Beryllium

Boron

Carbon

Nitrogen

Oxygen

Fluorine

Neon

Sodium

Magnesium

Aluminium

Silicon

Phosphorus

Sulfur

Chlorine

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titanium

Vanadium

Chromium

Manganese

Iron

Cobalt

Nickel

Copper

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Selenium

Bromine

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdenum

Technetium

Ruthenium

Rhodium

Palladium

Silver

Cadmium

Indium

Tin

Antimony

Tellurium

Iodine

Xenon

Caesium

Barium

Lanthanum

Cerium

Praseodymium

Neodymium

Promethium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutetium

Hafnium

Tantalum

Tungsten

Rhenium

Osmium

Iridium

Platinum

Gold

Mercury (element)

Thallium

Lead

Bismuth

Polonium

Astatine

Radon

Francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Americium

Curium

Berkelium

Californium

Einsteinium

Fermium

Mendelevium

Nobelium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

Copernicium

Nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessine

Oganesson

Mg
↑
Ca
↓
Sr

potassium ← calcium → scandium

Atomic number (Z)

Group

group 2 (alkaline earth metals)

Period

period 4

Block

s-block

Electron configuration

[Ar] 4s²

Electrons per shell

2, 8, 8, 2

Physical properties

Phase at STP

solid

Melting point

1115 K (842 °C, 1548 °F)

Boiling point

1757 K (1484 °C, 2703 °F)

Density (near r.t.)

1.55 g/cm³

when liquid (at m.p.)

1.378 g/cm³

Heat of fusion

8.54 kJ/mol

Heat of vaporisation

154.7 kJ/mol

Molar heat capacity

25.929 J/(mol·K)

Vapour pressure

P (Pa)	1	10	100	1 k	10 k	100 k
at T (K)	864	956	1071	1227	1443	1755

Atomic properties

Oxidation states

+1,^[3] +2 (a strongly basic oxide)

Electronegativity

Pauling scale: 1.00

Ionisation energies

1st: 589.8 kJ/mol
2nd: 1145.4 kJ/mol
3rd: 4912.4 kJ/mol
(more)

Atomic radius

empirical: 197 pm

Covalent radius

176±10 pm

Van der Waals radius

231 pm

Spectral lines of calcium

Other properties

Natural occurrence

primordial

Crystal structure

face-centred cubic (fcc)

Speed of sound thin rod

3810 m/s (at 20 °C)

Thermal expansion

22.3 µm/(m⋅K) (at 25 °C)

Thermal conductivity

201 W/(m⋅K)

Electrical resistivity

33.6 nΩ⋅m (at 20 °C)

Magnetic ordering

diamagnetic

Molar magnetic susceptibility

+40.0×10⁻⁶ cm³/mol^[4]

Young’s modulus

20 GPa

Shear modulus

7.4 GPa

Bulk modulus

17 GPa

Poisson ratio

0.31

Mohs hardness

1.75

Brinell hardness

170–416 MPa

CAS Number

7440-70-2

History

Discovery and first isolation

Humphry Davy (1808)

Main isotopes of calcium

Isotope	Decay
	abundance	half-life (t_1/2)	mode	product
⁴⁰Ca	96.941%	stable
⁴¹Ca	trace	9.94×10⁴ y	ε	⁴¹K
⁴²Ca	0.647%	stable
⁴³Ca	0.135%	stable
⁴⁴Ca	2.086%	stable
⁴⁵Ca	syn	162.6 d	β⁻	⁴⁵Sc
⁴⁶Ca	0.004%	stable
⁴⁷Ca	syn	4.5 d	β⁻	⁴⁷Sc
γ	–
⁴⁸Ca	0.187%	6.4×10¹⁹ y	β⁻β⁻	⁴⁸Ti

Category: Calcium

view
talk
edit

| references

Characteristics

Classification

Physical properties

Chemical properties

Structure of the polymeric [Ca(H₂O)₆]²⁺ center in hydrated calcium chloride, illustrating the high coordination number typical for calcium complexes.

Isotopes

History

We are probably only acquainted as yet with a part of the metallic substances existing in nature, as all those which have a stronger affinity to oxygen than carbon possesses, are incapable, hitherto, of being reduced to a metallic state, and consequently, being only presented to our observation under the form of oxyds, are confounded with earths. It is extremely probable that barytes, which we have just now arranged with earths, is in this situation; for in many experiments it exhibits properties nearly approaching to those of metallic bodies. It is even possible that all the substances we call earths may be only metallic oxyds, irreducible by any hitherto known process.^[36]

Occurrence and production

Geochemical cycling

The actual reaction is more complicated and involves the bicarbonate ion (HCO⁻
₃) that forms when CO₂ reacts with water at seawater pH:

Ca²⁺
+ 2HCO⁻
₃ → CaCO
₃_(s) + CO
₂ + H
₂O

Uses

Calcium is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[48]

Food sources

Foods rich in calcium include dairy products, such as yogurt and cheese, sardines, salmon, soy products, kale, and fortified breakfast cereals.^[6]

Biological and pathological role

Age-adjusted daily calcium recommendations (from U.S. Institute of Medicine RDAs)^[51]

Age	Calcium (mg/day)
1–3 years	700
4–8 years	1000
9–18 years	1300
19–50 years	1000
>51 years	1000
Pregnancy	1000
Lactation	1000

Global dietary calcium intake among adults (mg/day).^[52]

<400

400–500

500–600

600–700

700–800

800–900

900–1000

>1000

Function

Binding

Solubility

Nutrition

Hormonal regulation of bone formation and serum levels

Abnormal serum levels

Bone disease

Safety

Metallic calcium

Calcium

Hazards
GHS labelling:^[55]
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H261
Precautionary statements	P231+P232
NFPA 704 (fire diamond)	0 3 1 W

References

^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 112. ISBN 978-0-08-037941-8.
^ «Standard Atomic Weights: Calcium». CIAAW. 1983.
^ Krieck, Sven; Görls, Helmar; Westerhausen, Matthias (2010). «Mechanistic Elucidation of the Formation of the Inverse Ca(I) Sandwich Complex [(thf)3Ca(μ-C6H3-1,3,5-Ph3)Ca(thf)3] and Stability of Aryl-Substituted Phenylcalcium Complexes». Journal of the American Chemical Society. 132 (35): 12492–12501. doi:10.1021/ja105534w. PMID 20718434.
^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. pp. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
^ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j «Calcium». Linus Pauling Institute, Oregon State University, Corvallis, Oregon. 1 September 2017. Retrieved 31 August 2019.
^ ^a ^b ^c ^d «Calcium: Fact Sheet for Health Professionals». Office of Dietary Supplements, US National Institutes of Health. 9 July 2019. Retrieved 31 August 2019.
^ ^a ^b ^c ^d Greenwood and Earnshaw, pp. 112–13
^ Parish, R. V. (1977). The Metallic Elements. London: Longman. p. 34. ISBN 978-0-582-44278-8.
^ Ropp, Richard C. (2012). Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. pp. 12–15. ISBN 978-0-444-59553-9.
^ ^a ^b ^c ^d Hluchan and Pomerantz, p. 484
^ ^a ^b C. R. Hammond The elements (pp. 4–35) in Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
^ ^a ^b Hluchan and Pomerantz, p. 483
^ Greenwood and Earnshaw, p. 119
^ Greenwood and Earnshaw, p. 121
^ Greenwood and Earnshaw, p. 117
^ ^a ^b Greenwood and Earnshaw, pp. 122–15
^ Greenwood and Earnshaw, p. 115
^ Harder, S.; Feil, F.; Knoll, K. (2001). «Novel Calcium Half-Sandwich Complexes for the Living and Stereoselective Polymerization of Styrene». Angew. Chem. Int. Ed. 40 (22): 4261–64. doi:10.1002/1521-3773(20011119)40:22<4261::AID-ANIE4261>3.0.CO;2-J. PMID 29712082.
^ Crimmin, Mark R.; Casely, Ian J.; Hill, Michael S. (2005). «Calcium-Mediated Intramolecular Hydroamination Catalysis». Journal of the American Chemical Society. 127 (7): 2042–43. doi:10.1021/ja043576n. PMID 15713071.
^ Jenter, Jelena; Köppe, Ralf; Roesky, Peter W. (2011). «2,5-Bis{N-(2,6-diisopropylphenyl)iminomethyl}pyrrolyl Complexes of the Heavy Alkaline Earth Metals: Synthesis, Structures, and Hydroamination Catalysis». Organometallics. 30 (6): 1404–13. doi:10.1021/om100937c.
^ Arrowsmith, Merle; Crimmin, Mark R.; Barrett, Anthony G. M.; Hill, Michael S.; Kociok-Köhn, Gabriele; Procopiou, Panayiotis A. (2011). «Cation Charge Density and Precatalyst Selection in Group 2-Catalyzed Aminoalkene Hydroamination». Organometallics. 30 (6): 1493–1506. doi:10.1021/om101063m.
^ Penafiel, J.; Maron, L.; Harder, S. (2014). «Early Main Group Metal Catalysis: How Important is the Metal?» (PDF). Angew. Chem. Int. Ed. 54 (1): 201–06. doi:10.1002/anie.201408814. PMID 25376952.
^ ^a ^b Greenwood and Earnshaw, pp. 136–37
^ ^a ^b Cameron, A. G. W. (1973). «Abundance of the Elements in the Solar System» (PDF). Space Science Reviews. 15 (1): 121–46. Bibcode:1973SSRv…15..121C. doi:10.1007/BF00172440. S2CID 120201972.
^ ^a ^b ^c Clayton, Donald (2003). Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium. Cambridge University Press. pp. 184–98. ISBN 9780521530835.
^ ^a ^b ^c Audi, G.; Kondev, F. G.; Wang, M.; Huang, W. J.; Naimi, S. (2017). «The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties» (PDF). Chinese Physics C. 41 (3): 030001. Bibcode:2017ChPhC..41c0001A. doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001.
^ Arnold, R.; et al. (NEMO-3 Collaboration) (2016). «Measurement of the double-beta decay half-life and search for the neutrinoless double-beta decay of ⁴⁸Ca with the NEMO-3 detector». Physical Review D. 93 (11): 112008. arXiv:1604.01710. Bibcode:2016PhRvD..93k2008A. doi:10.1103/PhysRevD.93.112008. S2CID 55485404.
^ Russell, W. A.; Papanastassiou, D. A.; Tombrello, T. A. (1978). «Ca isotope fractionation on the earth and other solar system materials». Geochim Cosmochim Acta. 42 (8): 1075–90. Bibcode:1978GeCoA..42.1075R. doi:10.1016/0016-7037(78)90105-9.
^ Skulan, J.; Depaolo, D. J. (1999). «Calcium isotope fractionation between soft and mineralized tissues as a monitor of calcium use in vertebrates». Proc Natl Acad Sci USA. 96 (24): 13709–13. Bibcode:1999PNAS…9613709S. doi:10.1073/pnas.96.24.13709. PMC 24129. PMID 10570137.
^ ^a ^b ^c ^d ^e Greenwood and Earnshaw, p. 108
^ Miller, M. Michael. «Commodity report:Lime» (PDF). United States Geological Survey. Retrieved 2012-03-06.
^ Garfinkel, Yosef (1987). «Burnt Lime Products and Social Implications in the Pre-Pottery Neolithic B Villages of the Near East». Paléorient. 13 (1): 69–76. doi:10.3406/paleo.1987.4417. JSTOR 41492234.
^ Williams, Richard (2004). Lime Kilns and Lime Burning. p. 4. ISBN 978-0-7478-0596-0.
^ Oates, J. A. H (2008). Lime and Limestone: Chemistry and Technology, Production and Uses. ISBN 978-3-527-61201-7.
^ ^a ^b Weeks, Mary Elvira; Leichester, Henry M. (1968). Discovery of the Elements. Easton, PA: Journal of Chemical Education. pp. 505–10. ISBN 978-0-7661-3872-8. LCCN 68-15217.
^ p. 218 of: Lavoisier with Robert Kerr, trans., Elements of Chemistry, 4th ed. (Edinburgh, Scotland: William Creech, 1799). (The original passage appears in: Lavoisier, Traité Élémentaire de Chimie, (Paris, France: Cuchet, 1789), vol. 1, p. 174.)
^ Davy, H. (1808). «Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia». Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 98: 333–70. Bibcode:1808RSPT…98..333D. doi:10.1098/rstl.1808.0023.
^ ^a ^b ^c Greenwood and Earnshaw, p. 110
^ ^a ^b Berner, Robert (2003). «The long-term carbon cycle, fossil fuels and atmospheric composition». Nature. 426 (6964): 323–26. Bibcode:2003Natur.426..323B. doi:10.1038/nature02131. PMID 14628061. S2CID 4420185.
^ Zeebe (2006). «Marine carbonate chemistry». National Council for Science and the Environment. Retrieved 2010-03-13.
^ Walker, James C. G.; Hays, P. B.; Kasting, J. F. (1981-10-20). «A negative feedback mechanism for the long-term stabilization of Earth’s surface temperature». Journal of Geophysical Research: Oceans. 86 (C10): 9776–82. Bibcode:1981JGR….86.9776W. doi:10.1029/JC086iC10p09776. ISSN 2156-2202.
^ ^a ^b ^c Hluchan and Pomerantz, pp. 485–87
^ ^a ^b Rumack BH. POISINDEX. Information System Micromedex, Inc., Englewood, CO, 2010; CCIS Volume 143. Hall AH and Rumack BH (Eds)
^ Skulan, J.; Depaolo, D. J.; Owens, T. L. (June 1997). «Biological control of calcium isotopic abundances in the global calcium cycle». Geochimica et Cosmochimica Acta. 61 (12): 2505–10. Bibcode:1997GeCoA..61.2505S. doi:10.1016/S0016-7037(97)00047-1.
^ ^a ^b Skulan, J.; Bullen, T.; Anbar, A. D.; Puzas, J. E.; Shackelford, L.; Leblanc, A.; Smith, S. M. (2007). «Natural calcium isotopic composition of urine as a marker of bone mineral balance». Clinical Chemistry. 53 (6): 1155–58. doi:10.1373/clinchem.2006.080143. PMID 17463176.
^ Fantle, M.; Depaolo, D. (2007). «Ca isotopes in carbonate sediment and pore fluid from ODP Site 807A: The Ca²⁺(aq)–calcite equilibrium fractionation factor and calcite recrystallization rates in Pleistocene sediments». Geochim Cosmochim Acta. 71 (10): 2524–46. Bibcode:2007GeCoA..71.2524F. doi:10.1016/j.gca.2007.03.006.
^ Griffith, Elizabeth M.; Paytan, Adina; Caldeira, Ken; Bullen, Thomas; Thomas, Ellen (2008). «A Dynamic marine calcium cycle during the past 28 million years». Science. 322 (12): 1671–74. Bibcode:2008Sci…322.1671G. doi:10.1126/science.1163614. PMID 19074345. S2CID 206515318.
^ World Health Organization (2019). World Health Organization model list of essential medicines: 21st list 2019. Geneva: World Health Organization. hdl:10665/325771. WHO/MVP/EMP/IAU/2019.06. License: CC BY-NC-SA 3.0 IGO.
^ Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium; Ross, A. C.; Taylor, C. L.; Yaktine, A. L.; Del Valle, H. B. (2011). «ch 6. Tolerable Upper Intake Levels». Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D. Washington, D.C: National Academies Press. pp. 403–56. doi:10.17226/13050. ISBN 978-0-309-16394-1. PMID 21796828. S2CID 58721779.
^ Tolerable Upper Intake Levels For Vitamins And Minerals (PDF), European Food Safety Authority, 2006
^ Institute of Medicine (US) Committee to Review Dietary Reference Intakes for Vitamin D Calcium; Ross, A. C.; Taylor, C. L.; Yaktine, A. L.; Del Valle, H. B. (2011). «ch. 5. Dietary Reference Intakes». Dietary Reference Intakes for Calcium and Vitamin D. Washington, D.C: National Academies Press. pp. 345–402. doi:10.17226/13050. ISBN 978-0-309-16394-1. PMID 21796828. S2CID 58721779.
^ Balk EM, Adam GP, Langberg VN, Earley A, Clark P, Ebeling PR, Mithal A, Rizzoli R, Zerbini CA, Pierroz DD, Dawson-Hughes B (December 2017). «Global dietary calcium intake among adults: a systematic review». Osteoporosis International. 28 (12): 3315–24. doi:10.1007/s00198-017-4230-x. PMC 5684325. PMID 29026938.
^
Sosa Torres, Martha; Kroneck, Peter M.H; «Introduction: From Rocks to Living Cells» pp. 1–32 in «Metals, Microbes and Minerals: The Biogeochemical Side of Life» (2021) pp. xiv + 341. Walter de Gruyter, Berlin. Editors Kroneck, Peter M.H. and Sosa Torres, Martha. doi:10.1515/9783110589771-001
^ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g Hluchan and Pomerantz, pp. 489–94
^ «Calcium turnings, 99% trace metals basis». Sigma-Aldrich. 2021-02-24. Retrieved 2021-12-22.
^ ^a ^b Hluchan and Pomerantz, pp. 487–89

Bibliography

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
Hluchan, Stephen E.; Pomerantz, Kenneth. «Calcium and Calcium Alloys». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a04_515.pub2.

Источник

Форма выпуска, упаковка и состав
препарата Кальция глюконат

Таблетки белого цвета, плоскоцилиндрические, с фаской и риской.

	1 таб.
кальция глюконата моногидрат	500 мг

Вспомогательные вещества: крахмал картофельный 23 мг, тальк 5 мг, кальция стеарат одноводный 2 мг.

10 шт. — упаковки безъячейковые контурные (1) — пачки картонные.
10 шт. — упаковки безъячейковые контурные (2) — пачки картонные.
10 шт. — упаковки ячейковые контурные (1) — пачки картонные.
10 шт. — упаковки ячейковые контурные (2) — пачки картонные.

Фармакологическое действие

Препарат кальция восполняет дефицит ионов кальция, необходимых для осуществления процесса передачи нервных импульсов, сокращения скелетных и гладких мышц, деятельности миокарда, формирования костной ткани, свертывания крови.

Фармакокинетика

Приблизительно 1/5-1/3 часть перорально введенного препарата всасывается в тонкой кишке; этот процесс зависит от присутствия витамина D, рН, особенностей диеты и наличия факторов, способных связывать ионы кальция. Абсорбция ионов кальция возрастает при его дефиците и использовании диеты со сниженным содержанием ионов кальция. Около 20% выводится почками, остальное количество (80%) удаляется с содержимым кишечника.

Показания препарата

Кальция глюконат

Заболевания, сопровождающиеся гипокальциемией, повышением проницаемости клеточных мембран (в т.ч. сосудов), нарушением проведения нервных импульсов в мышечной ткани.

Гипопаратиреоз (латентная тетания, остеопороз), нарушения обмена витамина D: рахит (спазмофилия, остеомаляция), гиперфосфатемия у больных с хронической почечной недостаточностью.

Повышенная потребность в ионах кальция (беременность, период лактации, период усиленного роста организма), недостаточное содержание ионов кальция в пище, нарушение его обмена (в постменопаузном периоде).

Усиленное выведение ионов кальция (длительный постельный режим, хроническая диарея, вторичная гипокальциемия на фоне длительного приема диуретиков и противоэпилептических лекарственных средств, глюкокортикостероидов).

Отравление солями ионов магния, щавелевой и фтористой кислотами и их растворимыми солями (при взаимодействии с кальция глюконатом образуются нерастворимые и нетоксичные кальция оксалат и кальция фторид).

Гиперкальциемическая форма пароксизмальной миоплегии.

Режим дозирования

Перед употреблением измельчать.

Внутрь, перед приемом пищи или через 1-1.5 ч после приема (запивая молоком). Взрослым — 1-3 г 2-3 раза в день (максимальная суточная доза — 9 г).

Беременным и кормящим матерям — 1-3 г 2-3 раза в день (максимальная суточная доза — 9 г).

Детям: 3-4 лет — 1 г (максимальная суточная доза – 3.0 г); 5-6 лет — 1-1.5 г (максимальная суточная доза – 4.5 г); 7-9 лет – 1.5-2 г (максимальная суточная доза — 6 г); 10-14 лет — 2-3 г (максимальная суточная доза — 9 г); кратность приема — 2-3 раза в день.

Побочное действие

Запор, раздражение слизистой оболочки желудочно-кишечного тракта, гиперкальциемия.

Противопоказания к применению

Гиперчувствительность, гиперкальциемия (концентрация ионов кальция не должна превышать 12 мг % ~ 6 мЭкв/л), выраженная гиперкальциурия, нефроуролитиаз (кальциевый), саркоидоз, одновременный прием сердечных гликозидов (риск возникновения аритмий), детский возраст до 3 лет.

С осторожностью. Дегидратация, электролитные нарушения (риск развития гиперкальциемии), диарея, синдром мальабсорбции, незначительная гиперкальциурия, умеренная хроническая почечная недостаточность, хроническая сердечная недостаточность, распространенный атеросклероз, гиперкоагуляция, кальциевый нефроуролитиаз (в анамнезе).

Применение при беременности и кормлении грудью

Применение возможно согласно режиму дозирования.

Применение при нарушениях функции почек

С осторожностью: умеренная хроническая почечная недостаточность.

У пациентов со снижением клубочковой фильтрации лечение должно проводиться под контролем концентрации ионов кальция в моче.

Применение у детей

Противопоказан детям до 3 лет.

Особые указания

У пациентов с незначительной гиперкальциурией, снижением клубочковой фильтрации или с нефроуролитиазом в анамнезе лечение должно проводиться под контролем концентрации ионов кальция в моче.

Для снижения риска развития нефроуролитиаза рекомендуется обильное питье.

Передозировка

Симптомы: развитие гиперкальциемии.

Лечение: вводят кальцитонин 5-10 ME/кг/сут. (разведя его в 500 мл 0.9% раствора натрия хлорида). Длительность введения 6 ч.

Лекарственное взаимодействие

Образует нерастворимые комплексы с антибиотиками тетрациклинового ряда (снижает антибактериальный эффект).

При одновременном применении с хинидином возможно замедление внутрижелудочковой проводимости и повышение токсичности хинидина.

Замедляет абсорбцию тетрациклинов, дигоксина, пероральных препаратов железа (интервал между их приемами должен быть не менее 2 ч).

При сочетании с тиазидными диуретиками может усиливать гиперкальциемию. Снижает эффект кальцитонина при гиперкальциемии. Снижает биодоступность фенитоина.

Условия хранения препарата Кальция глюконат

В сухом месте, при температуре не выше 25°С. Хранить в недоступном для детей месте.

Срок годности препарата Кальция глюконат

Срок годности — 5 лет. Не применять после даты, указанной на упаковке.

Условия реализации

Препарат разрешен к применению в качестве средства безрецептурного отпуска.

Кальция глюконат — инструкция по применению | Цена и для чего нужен?

Кальция глюконат уколы инструкция по применению препарата: Для чего нужен кальций организму человека

Кальция хлорид ампулы описание и инструкция — КРУПНЫЙ ПЛАН *

Больше рецептов

Ингредиенты: 2 средних куриных филе 100 грамм кефира (либо 2-3 ложки майонеза)100 грамм сыра2-3 ст.л. крахмала1 маленькая луковичка (можно без)зелень — я брала полпучка укропа и петрушки, можно и безсоль, специи — по вкусурастительное…

Если вы очень любите селёдочку, то такая селёдочная намазка для бутербродов, должна Вам очень понравится. Вкусно! Она может быть кстати для приготовления бутербродов для праздничного стола. Попробуйте. Ингредиенты: 2 филе соленой сельди, 1 пачка…

Понадобится:Для бисквита:— 5 яиц — 1 ст. сахар— 1 ст. муки— 1 ч.л. тертой цедры лимонаДля крема:— 20 г желатина— 150 мл воды— 300 гр творога— 5 ст л сахарной пудры— 250 мл сливок—…

Ингредиенты:— 1 стакан кефира— 0,5 стакана растительного масла — 1 пакетик (11 гр) сухих дрожжей— 1 ч. ложка соли— 1 ст. ложка сахара— 3 стакана муки Приготовление:1. Кефир смешать с маслом и немного подогреть,…

Ингредиенты:● картофель● любой мясной фарш ● лук● яйцо● рис● перец● соль Приготовление: 1.В мясной фарш добавляем лук, чеснок, яйцо, соль, перец, отварной рис и все перемешиваем.2.Формируем в виде шариков, выкладываем на противень, свободные места…

Содержание

Структурная формула

Русское название

Кальция глюконат

Английское название

Calcium gluconate

Латинское название вещества Кальция глюконат

Calcii gluconas (род. Calcii gluconatis)

Химическое название

Кальциевая соль глюконовой кислоты

Брутто формула

C₁₂H₂₂CaO₁₄

Фармакологическая группа вещества Кальция глюконат

Характеристика

Фармакологическое действие

—

Фармакология

Применение вещества Кальция глюконат

Противопоказания

Ограничения к применению

Побочные действия вещества Кальция глюконат

Взаимодействие

Способ применения и дозы

Особые указания

Кальция глюконат сходен по эффектам с кальция хлоридом, но оказывает меньшее раздражающее действие.

Торговые названия с действующим веществом Кальция глюконат

Информация на сайте Medum.ru – справочная. Содержимое сайта Medum.ru – инструкции, текст, графика, видео, изображения предназначены исключительно для справочных целей. Информация, размещённая на сайте Medum.ru не предназначена для замены профессиональной медицинской консультации, диагностики или лечения. Обязательно обращайтесь к медицинским специалистам и не откладывайте их поиск из-за того, что вы прочитали на сайте Medum.ru. Medum.ru не рекомендует и не одобряет какие-либо лекарственные средства, биологически активные добавки, гомеопатические средства, тесты, врачей, медицинские учреждения, аптеки, отзывы, мнения, комментарии и другую информацию упомянутую на сайте. Внешний вид препаратов (фото и видео) и инструкции могут отличаться от опубликованных и могут зависеть от производителя, упаковки, дозировки, форм выпуска. Обязательно консультируйтесь с медицинскими специалистами.

Medum.ru — справочник лекарственных препаратов. Всё о здоровье, отзывы, мнения, вопросы и ответы, а также другие полезные разделы и сервисы.

Медум® (Medum®)

Это лекарство назначают людям для восполнения дефицита кальция в организме. Кальция глюконат производится в виде округлых таблеток молочного оттенка, не имеющих пленочной оболочки. В препарате содержится 500 миллиграмм активного компонента – кальция глюконата моногидрат.

В медикаменте также содержится ряд дополнительных веществ. Какое название на латинском кальция глюконат имеет?

Фармакологические свойства

Лекарство предназначено для перорального употребления. Кальция глюконат возобновляет запас кальция в организме во время его повышенной потребности. Этот микроэлемент необходим человеку и считается главным строительным материалом опорно-двигательной системы.

Кальция глюконат на латинском языке — calcium gluconate. Помимо этого, кальций участвует в передачи нервных импульсов, а также сокращении гладкой мускулатуры. Нехватка кальция в организме ведет к поражению центральной нервной системы, нарушениям в функционировании сердечной мышцы, возникновении аллергий и подавлению свертывающей системы крови.

Когда назначают препарат?

Кальция глюконат может назначаться людям, как для терапии, так и профилактики при следующих состояниях:

Нарушение передачи нервных импульсов в мышечной ткани.
Остеопороз.
Переломы.
Нарушения обмена витамина Д.
Заболевания зубов.
Рахит.
Заболевания щитовидной железы.
Нарушения функционирования паращитовидных желез.
Беременность.
Лактация.
Период полового созревания.
Пищевые отравления.
Диарея.

Рецепт кальция глюконата на латинском языке:

Recipe: Tabulettae Calcii gluconatis 0,5

D.t.d.N. 30

Signa. Внутрь по 2 таблетки 3 раза в день перед едой.

Какие ограничения имеет лекарство?

Препарат можно употреблять только по назначению медицинского специалиста. Все люди должны обязательно пройти обследование перед лечением, поскольку кальция глюконат имеет противопоказания:

Повышенная сенситивность.
Гиперкальциурия.
Повышенная концентрация кальция в крови.
Заболевания почек.
Возраст детей до 3 лет.

С особой осторожностью препарат рекомендуют пациентам при наличии следующих состояний:

Обезвоживании.
Нарушении водно-электролитного баланса.
Поражении капилляров атеросклеротическими бляшками.
Хронических заболеваниях сердца.
Тромбообразовании.
Гиперкоагуляции.
Нарушениях в функционировании почек.

Как применять лекарство?

Согласно инструкции к кальцию глюконату на латыни известно, что препарат необходимо перед приемом измельчать в порошок. Взрослым назначают по 1 таблетке трижды в день. Для того чтобы медикамент усваивался организмом максимально, кальция глюконат следует запивать чаем с лимоном. Лекарственное средство рекомендуется употреблять за 1 час до приема пищи.

Больным во время повышенной потребности в кальции назначаю по 2 таблетке трижды в сутки, дневную концентрацию кальция глюконата детям от 3 лет доктор назначает в индивидуальном порядке. Длительность лечения определяется для каждого пациента отдельно, но, как правило, этот период должен быть не меньше месяца.

Можно ли использовать кальция глюконат при беременности?

Препарат можно употреблять во время «интересного положения», начиная со второго триместра. Дневная концентрация для будущих мам составляет не больше 6 таблеток, которую разделяют на 3 применения по 2 таблетки. Перед лечением беременная женщина в обязательном порядке должна сдать анализы, чтобы определить уровень микроэлемента в организме.

За две недели до родов терапию таблетками отменяют, поскольку повышенное употребление лекарства может привести к риску травм в процессе рождения. Применение кальция глюконата во время грудного вскармливания вероятно по показаниям. Дневная дозировка составляет не больше 3 грамм либо 6 таблеток – по 2 штуки за 3 употребления.

Побочные реакции

Кальция глюконат, как правило, хорошо переносится пациентами, но в редких ситуациях при повышенной сенситивности вероятно появление следующих отрицательных эффектов:

Кишечная непроходимость.
Понос.
Болевые ощущения в животе.
Метеоризм.
Тошнота.

Эти признаки не опасны и проходят самостоятельно при снижении дневной дозировки кальция.

Взаимодействие

Как уже известно, кальция глюконат на латинском — calcium gluconate. При употреблении этого микроэлемента с противомикробными средствами тетрациклиновой группы в организме формируются нерастворимые комплексы, поэтому не рекомендуется совмещать эти медикаменты вместе во избежание серьезных осложнений.

При одновременном приеме лекарства с препаратами железа может наблюдаться нарушение абсорбции последних. При необходимости такого взаимодействия человеку советуется выдерживать временной промежуток между употреблениями медикаментов не меньше 2 часов.

При сочетании кальция глюконата с тиазидными мочегонными препаратами у больного может возникнуть гиперкальциемия, поэтому необходимо быть особенно осторожными при применении этих лекарств совместно.

Кальция глюконат не рекомендуется употреблять одновременно с поливитаминами, в состав которых входит дневная концентрация кальция. Одновременное использование этих медикаментов может привести к отравлению и появлению у пациента проблем в функционировании почек.

Источник