„Calcium“ – Versionsunterschied

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== Gesundheitliche Risiken ==
== Gesundheitliche Risiken ==
In einer Metastudie wurde zunächst der Hinweis gefunden, dass bei Prostatakarzinom ein aggressiver Verlauf mit einem erhöhten Calciumspiegel assoziiert sein könnte. Laut einer weiteren Studie scheint dies zumindest für den Quotienten aus Calcium- und Magnesiumwert bestätigt worden zu sein. Über die möglichen Ursachen eines solchen Zusammenhangs ist nichts bekannt.<ref>{{Literatur|Autor=Halcyon G. Skinner, Gary G. Schwartz|Titel=Serum Calcium and Incident and Fatal Prostate Cancer in the National Health and Nutrition Examination Survey|Sammelwerk=Cancer Epidemiology Biomarkers & Prevention|Band=17|Nummer=9|Jahr=2008|Seiten=2302–2305|DOI=10.1158/1055-9965.EPI-08-0365|PMID=18768497}}</ref>
In einer Metastudie wurde zunächst der Hinweis gefunden, dass bei Prostatakarzinom ein aggressiver Verlauf mit einem erhöhten Calciumspiegel assoziiert sein könnte. Laut einer weiteren Studie scheint dies zumindest für den Quotienten aus Calcium- und Magnesiumwert bestätigt worden zu sein. Über die möglichen Ursachen eines solchen Zusammenhangs ist nichts bekannt.<ref>{{Literatur|Autor=Halcyon G. Skinner, Gary G. Schwartz|Titel=Serum Calcium and Incident and Fatal Prostate Cancer in the National Health and Nutrition Examination Survey|Sammelwerk=Cancer Epidemiology Biomarkers & Prevention|Band=17|Nummer=9|Jahr=2008|Seiten=2302–2305|DOI=10.1158/1055-9965.EPI-08-0365|PMID=18768497}}</ref><ref>{{cite pmid|21541018}}</ref>


Calciumpräparate ohne Vitamin D erhöhen möglicherweise auch das Risiko eines Herzinfarkts: Wissenschaftler um Ian Reid von der neuseeländischen [[University of Auckland]] publizierten 2010 im British Medical Journal in einer umfassenden Meta-Analyse, dass Calciumpräparate das Herzinfarktrisiko um 30&nbsp;% steigern. Dieser Effekt scheint dosisabhängig ab einer täglichen Verzehrmenge von 800&nbsp;mg Calcium (als Ergänzungsmittel) ohne Vitamin D aufzutreten. Auch mehr Schlaganfälle und Todesfälle traten in der Calciumgruppe auf.<ref>{{Literatur|Autor=M. J. Bolland, A. Avenell, J. A. Baron, A. Grey, G. S. MacLennan, G. D. Gamble, I. R. Reid|Titel=Effect of calcium supplements on risk of myocardial infarction and cardiovascular events: meta-analysis|Sammelwerk=BMJ|Band=341|Nummer=jul29 1|Jahr=2010|Tag=7|Seiten=c3691–c3691|DOI=10.1136/bmj.c3691|DOI=''10.1136/bmj.c3691''|PMID= 20671013}}</ref>
Calciumpräparate ohne Vitamin D erhöhen möglicherweise auch das Risiko eines Herzinfarkts: Wissenschaftler um Ian Reid von der neuseeländischen [[University of Auckland]] publizierten 2010 im British Medical Journal in einer umfassenden Meta-Analyse, dass Calciumpräparate das Herzinfarktrisiko um 30&nbsp;% steigern. Dieser Effekt scheint dosisabhängig ab einer täglichen Verzehrmenge von 800&nbsp;mg Calcium (als Ergänzungsmittel) ohne Vitamin D aufzutreten. Auch mehr Schlaganfälle und Todesfälle traten in der Calciumgruppe auf.<ref>{{Literatur|Autor=M. J. Bolland, A. Avenell, J. A. Baron, A. Grey, G. S. MacLennan, G. D. Gamble, I. R. Reid|Titel=Effect of calcium supplements on risk of myocardial infarction and cardiovascular events: meta-analysis|Sammelwerk=BMJ|Band=341|Nummer=jul29 1|Jahr=2010|Tag=7|Seiten=c3691–c3691|DOI=10.1136/bmj.c3691|DOI=''10.1136/bmj.c3691''|PMID= 20671013}}</ref>

Version vom 19. Mai 2011, 10:49 Uhr

Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Calcium, Ca, 20
Elementkategorie Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block 2, 4, s
Aussehen silbrig weiß
CAS-Nummer

7440-70-2

Massenanteil an der Erdhülle 3,39 %[1]
Atomar[2]
Atommasse 40,078 u
Atomradius (berechnet) 180 (194) pm
Kovalenter Radius 176 pm
Van-der-Waals-Radius 231[3] pm
Elektronenkonfiguration [Ar] 4s2
1. Ionisierungsenergie 589,8
2. Ionisierungsenergie 1145,4
Physikalisch[2]
Aggregatzustand fest
Kristallstruktur kubisch flächenzentriert
Dichte 1,55 g/cm3 (20 °C)[4]
Mohshärte 1,75
Magnetismus paramagnetisch ( = 1,9 · 10−5)[5]
Schmelzpunkt 1115 K (842 °C)
Siedepunkt 1757 (1484 °C)
Molares Volumen 26,20 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie 155
Schmelzenthalpie 8,54 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit 3810 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität 647,3 [1] J·kg−1·K−1
Austrittsarbeit 2,87 eV [6]
Elektrische Leitfähigkeit 29,4 · 106 S·m−1
Wärmeleitfähigkeit 200 W·m−1·K−1
Chemisch[2]
Oxidationszustände (+1[7][8]) +2
Normalpotential −2,84 V (Ca2+ + 2 e− → Ca)
Elektronegativität 1,00 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP
40Ca 96,941 % Stabil
41Ca {syn.} 103.000 a ε 0,421 41K
42Ca 0,647 % Stabil
43Ca 0,135 % Stabil
44Ca 2,086 % Stabil
45Ca {syn.} 162,61 d β- 0,257 45Sc
46Ca 0,004 % Stabil
47Ca {syn.} 4,536 d β- 1,992 47Sc
48Ca 0,187 % > 6 · 1018 a β-β- 4,272 48Ti
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
  Spin-
Quanten-
zahl I 		γ in
rad·T−1·s−1 		Er (1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
43Ca 7/2 -1,8 · 107 0,00000868 6,73
Sicherheitshinweise
GHS-GefahrstoffkennzeichnungVorlage:CLP
Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 261
P: 231+232​‐​422[9]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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

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

Geschichte

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

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

Vorkommen

Calcium ist das fünfthäufigste Element der Erdkruste. Aufgrund seiner chemischen Reaktivität kommt es nur chemisch gebunden natürlich vor. Eine Ausnahme stellt vermutlich eine Fluorit-Varietät ("Stinkspat") dar, in dessen Kristallgitter wahrscheinlich kolloidales Calcium durch natürliche radioaktive Strahlung entstand.[10] Calciumhaltige Minerale wie Calcit und Gips sind in großen Mengen vorhanden (z. B. bestehen die Alpen vorwiegend aus Kalkstein).

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

Eigenschaften

Elementares Calcium
teilweise oxidiertes Calcium

Calcium ist weicher als Blei, lässt sich aber mit einem Messer nicht schneiden. In der Luft läuft es schnell an. Mit Wasser reagiert es heftig unter Bildung von Calciumhydroxid und Wasserstoff. An der Luft verbrennt es zu Calciumoxid und ein wenig Calciumnitrid. Fein verteiltes Calcium ist selbstentzündlich.

Calcium gehört zu den Erdalkalimetallen und liegt in chemischen Verbindungen fast nur in der Oxidationszahl +2 vor. An der Friedrich-Schiller-Universität Jena wurde jedoch erstmalig ein stabiler, wenn auch extrem wasser- und luftempfindlicher Calcium(I)-Komplex (inverse sandwich) synthetisiert[7], bei dem das Calcium in der bei stabilen Verbindungen bislang unbekannten Oxidationsstufe +1 vorliegt.[8].

Herstellung

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

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

Verwendung

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

Die technische Nutzung des Calciums erfolgt überwiegend in gebundener Form.

Kalkstein ist einer der wichtigsten Rohstoffe der heutigen Industrie:

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

Calciumsulfat (Gips) wird als Baustoff verwendet.

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

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

Nachweis

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

In der Routineanalytik (Klinische Chemie, Umweltchemie, Wasserchemie) wird Calcium bis in den Spurenbereich mit der Flammenphotometrie quantitativ bestimmt. Die Bestimmungsgrenze liegt bei 100 µg/l.[11] In höheren Konzentrationen ist auch dieTitration mit EDTA gegen Eriochromschwarz T möglich. Zur gravimetrischen Bestimmung von Calcium fällt man dieses mit Oxalat und glüht es bei 600 °C aus, um die Wägeform Calciumcarbonat zu erhalten.

Präanalytik

Die Calcium-Konzentration wird in der Routine-Labordiagnostik in Blut und Urin bestimmt. Die Calcium-Konzentration im Blut wird oft auch als Serumcalcium oder Plasmacalcium bezeichnet. Calcium ist ein wichtiger Parameter in der Diagnostik des Knochen- und Calciumstoffwechsels. Als Blutprobe kann sowohl Serum als auch heparinisiertes Plasma verwendet werden. Zu beachten ist bei Plasma, dass kein Calcium-bindendes Antikoagulans (wie Citrat oder EDTA) verwendet wird.[12][13] Ein zu langes Stauen der Vene vor der Blutentnahme kann zu falsch erhöhten Werten führen.

Analytik

Calcium liegt im Blut nur zu etwa 50 % in freier, ionisierter Form vor (Ionisiertes Calcium). Der Rest des Calciums ist an Albumin gebunden oder bildet mit Anionen Komplexe. Biologisch relevant und auch vom Körper reguliert ist die freie, ionisierte Form des Calciums.

Die totale Calcium-Konzentration (Gesamtcalcium ) im Blut ist von der Albumin-Konzentration abhängig und muss entsprechend korrigiert werden. Alternativ wird direkt die Konzentration des ionisierten Calciums gemessen.[12] Das Gesamtcalcium im Serum wird mittels Absorptionsspektrometrie oder Flammenatomemissionspektrometrie bestimmt.[14] Dabei werden die physikalischen Eigenschaften von Calcium ausgenutzt.

Ionisiertes Calcium wird mit ionenselektiven Elektroden bestimmt.[14]

Interpretation

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

Messwert Referenzbereich [13]
Gesamtcalcium 8,4–10,5 mg/dl 2,2–2,6 mmol/l
Ionisiertes Calcium 4,6–5,4 mg/dl 1,15–1,35 mmol/l

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

Funktionen im menschlichen Organismus

Calcium ist ein Mengenelement (Definition: Element mit mehr als 50 mg pro kg Körpergewicht) und gehört damit nicht zu den Spurenelementen. Mit einem Körperbestand von 1–1,1 kg ist Calcium der mengenmäßig am stärksten vertretene Mineralstoff im menschlichen Organismus. 99 % des im Körper vorkommenden Calciums befinden sich in Knochen und Zähnen – die calciumreiche Verbindung Hydroxylapatit (Ca5(PO4)3(OH)) verleiht ihnen Stabilität und Festigkeit. Gleichzeitig dienen die Knochen als Speicher für Calcium – bei Calciummangel kann ein Teil davon aus den Knochen gelöst und für andere Aufgaben zur Verfügung gestellt werden. Die Knochenentkalkung, Osteoporose, kommt vor allem bei älteren Menschen vor. Innerhalb der Zellen ist Calcium an der Erregung von Muskeln und Nerven, dem Glykogen-Stoffwechsel, der Zellteilung sowie an der Aktivierung einiger Enzyme und Hormone beteiligt. Wie erstmals Setsuro Ebashi nachwies, führt erst der Einstrom von Calcium-Ionen in die Muskelzellen zu einer Kontraktion der Muskulatur. Außerhalb der Zellen ist Calcium an der Blutgerinnung und der Aufrechterhaltung der Zellmembranen beteiligt. Im Blut muss ständig eine Konzentration von 2,1–2,6 mmol/l Calcium gegeben sein. Sie wird durch die Hormone Calcitriol, Calcitonin und Parathormon reguliert. Nur 0,1 % des im Körper vorhandenen Calciums findet sich im Extrazellularraum, davon ist 30–55 % an Proteine gebunden, 5–15 % liegt in Form von Komplexen vor (z. B. Calciumhydrogencarbonat, Calciumcitrat, Calciumsulfat, Calciumphosphat oder Calciumlactat). Nur ca. 50 % des extrazellulären Calciums liegt in frei ionisierter und damit in biologisch aktiver Form vor.[15]

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

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

Gesundheitliche Risiken

In einer Metastudie wurde zunächst der Hinweis gefunden, dass bei Prostatakarzinom ein aggressiver Verlauf mit einem erhöhten Calciumspiegel assoziiert sein könnte. Laut einer weiteren Studie scheint dies zumindest für den Quotienten aus Calcium- und Magnesiumwert bestätigt worden zu sein. Über die möglichen Ursachen eines solchen Zusammenhangs ist nichts bekannt.[16][17]

Calciumpräparate ohne Vitamin D erhöhen möglicherweise auch das Risiko eines Herzinfarkts: Wissenschaftler um Ian Reid von der neuseeländischen University of Auckland publizierten 2010 im British Medical Journal in einer umfassenden Meta-Analyse, dass Calciumpräparate das Herzinfarktrisiko um 30 % steigern. Dieser Effekt scheint dosisabhängig ab einer täglichen Verzehrmenge von 800 mg Calcium (als Ergänzungsmittel) ohne Vitamin D aufzutreten. Auch mehr Schlaganfälle und Todesfälle traten in der Calciumgruppe auf.[18]

Neueren Studien zufolge könnte das Risiko für Arterienverkalkung mit häufigen und schwerwiegenden Folgen wie Demenz, Herzinfarkt und Schlaganfall infolge eines hohen Anteils an Calcium und Vitamin D in der Nahrung höher sein als lange angenommen.[19] Besonders bei älteren Menschen oder solchen mit Nierenschäden könnte die Gefahr bestehen, dass eine hohe Calciumresorption schädliche Auswirkungen hat.[20]

Ernährungsempfehlungen

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

Die empfohlene Tageszufuhr für Erwachsene liegt je nach Gesundheitsbehörde zwischen 450 und 1000 mg. Voraussetzung dafür, dass Calcium in größeren Mengen vom Körper aufgenommen werden kann, ist eine ausreichende Versorgung mit Vitamin D3. Durch die gleichzeitige Zufuhr von Oxalsäure und Phytinsäure sowie deren Salze (Oxalate, Phytate) wird die Calciumresorption verringert. Ausgeschieden wird Calcium über den Urin, wobei unter anderem eine hohe Zufuhr von Proteinen, Speisesalz, Kaffee oder Alkohol die Calciumausscheidung erhöht.[21]

Empfohlene Calciumzufuhr nach Alter
Alter Empfohlene tägliche Zufuhr (mg)
Säuglinge
unter 4 Monate 220
4 bis 12 Monate 400
Kinder
1 bis 4 Jahre 600
4 bis 7 Jahre 700
7 bis 10 Jahre 900
10 bis 13 Jahre 1100
Jugendliche und Erwachsene
13 bis 19 Jahre 1200
19 bis 50 Jahre 1000
Senioren
ab 50 1200 (geringere Resorptionsfähigkeit)

Die empfohlene Calciumaufnahme ist in vielen Ländern unterschiedlich, was die Unsicherheit über den tatsächlichen Bedarf widerspiegelt. Hinzu kommt, dass der menschliche Verdauungstrakt die Resorption dem jeweiligen Bedarf und der zur Verfügung stehenden Menge anpasst. So ist es schwierig, die untere Grenze des Calciumbedarfs festzulegen, da diese stark von der Lebens- und Ernährungsweise des jeweiligen Menschen abhängt. So kann es dazu kommen, dass der Mensch von 800 mg aufgenommenen Calciums nur etwa 15 % resorbiert. Im Allgemeinen geht man davon aus, dass ein durchschnittlicher Erwachsener etwa 30 bis 40 % des aufgenommenen Calciums resorbiert. Bei Säuglingen, bei Schwangeren und bei stillenden Frauen erhöht sich dieser Wert auf bis zu 75 %.

Empfohlener Tagesbedarf an Calcium in mg
Kinder Jugendliche Erwachsene
ÖGN* 600–900 1100–1200 1000
USA 800 1200 800
Kanada 500–700 1000–1100 700–800
GB 600 700 500
Japan 400 900 600
Korea 500–700 800 600
WHO 450 650 450

ÖGN* = Österreichische Gesellschaft für Ernährung

Calciumgehalt einiger ausgewählter Lebensmittel

Ungefähre Menge in mg an Calcium im jeweiligen Lebensmittel pro 100 g verzehrbaren Anteil

Verbindungen

Siehe auch

Einzelnachweise

  1. ↑ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Calcium) entnommen.
  3. ↑ Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 2009, 113, S. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.
  4. ↑ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, 1988, S. 136, ISBN 3-527-26169-9.
  5. ↑ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  6. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, S. 361.
  7. ↑ a b Sven Krieck, Helmar Görls, Lian Yu, Markus Reiher, Matthias Westerhausen: Stable "Inverse" Sandwich Complex with Unprecedented Organocalcium(I): Crystal Structures of [(thf)2Mg(Br)-C6H2-2,4,6-Ph3] and [(thf)3Ca{μ-C6H3-1,3,5-Ph3}Ca(thf)3]. In: Journal of the American Chemical Society. Band 131, Nr. 8, 4. Februar 2009, S. 2977–2985, doi:10.1021/ja808524y.
  8. ↑ a b http://www.organische-chemie.ch/chemie/2009mae/calcium.shtm Stabiler Calcium(I)-Komplex hergestellt
  9. ↑ Datenblatt Calcium bei Sigma-Aldrich (PDF).Vorlage:Sigma-Aldrich/Name nicht angegebenVorlage:Sigma-Aldrich/Abruf nicht angegeben
  10. ↑ berthold-weber.com: Fluorit im Wölsendorfer Flußspat-Revier, abgerufen am 10. März 2011.
  11. ↑ K. Cammann (Hrsg.), Instrumentelle Analytische Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg/Berlin 2001, S. 4–60.
  12. ↑ a b W. G. Robertson, R. W. Marshall: Calcium measurements in serum and plasma--total and ionized. In: CRC Critical Reviews in Clinical Laboratory Sciences. Band 11, Nr. 3, November 1979, S. 271–304, PMID 116800.
  13. ↑ a b Renz H (Hrsg.). Integrative Klinische Chemie und Laboratoriumsmedizin. Pathophysiologie, Pathobiochemie, Hämatologie. Walter de Gruyter 2003. ISBN 3-11-017367-0.
  14. ↑ a b Guder WG und Nolte J (Hrsg.). Das Laborbuch für Klinik und Praxis. 1. Auflage. Elsevier, Urban und Fischer, 2005, ISBN 3-437-23340-8.
  15. ↑ Laura M. Calvi, David A. Bushinsky: When Is It Appropriate to Order an Ionized Calcium? In: Journal of the American Society of Nephrology. Band 19, Nr. 7, 1. Juni 2008, S. 1257–1260, doi:10.1681/ASN.2007121327.
  16. ↑ Halcyon G. Skinner, Gary G. Schwartz: Serum Calcium and Incident and Fatal Prostate Cancer in the National Health and Nutrition Examination Survey. In: Cancer Epidemiology Biomarkers & Prevention. Band 17, Nr. 9, 2008, S. 2302–2305, doi:10.1158/1055-9965.EPI-08-0365, PMID 18768497.
  17. ↑ Vorlage:Cite pmid
  18. ↑ M. J. Bolland, A. Avenell, J. A. Baron, A. Grey, G. S. MacLennan, G. D. Gamble, I. R. Reid: Effect of calcium supplements on risk of myocardial infarction and cardiovascular events: meta-analysis. In: BMJ. Band 341, jul29 1, S. c3691–c3691, DOI:10.1136/bmj.c3691(?!), PMID 20671013.
  19. ↑ http://www.beatrice-sonhueter.de/fileadmin/pdf/Pressetext-Gefaehrliches-Calcium.pdf
  20. ↑ http://www.dradio.de/dkultur/sendungen/mahlzeit/743665/
  21. ↑ Weaver CM, Proulx WR, Heaney R.: Choices for achieving adequate dietary calcium with a vegetarian diet. In: Am J Clin Nutr. 1999 Sep;70(3 Suppl):543S-548S. PMID 10479229 Volltext
Commons: Calcium – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
Wiktionary: Calcium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Calcium – Lern- und Lehrmaterialien
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