Pređi na sadržaj

Kalcijum

Uredi veze
S Vikipedije, slobodne enciklopedije
Kalcijum
uzorak — komadići elementa u staklenoj posudi
Opšta svojstva
Ime, simbolkalcijum, Ca
Izgledtamna siva, srebrna; sa bledo žutom nijansom[1]
U periodnome sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Mg
↑
Ca
↓
Sr
kalijum ← kalcijum → skandijum ‍
Atomski broj (Z)20
Grupa, periodagrupa 2 (zemnoalkalni metali), perioda 4
Bloks-blok
Kategorija  zemnoalkalni metal
Rel. at. masa (Ar)40,078(4)[2]
El. konfiguracija[Ar] 4s2
po ljuskama
2, 8, 8, 2
Fizička svojstva
Agregatno stanječvrsto
Tačka topljenja1115 K ​(842 °‍C, ​1548 °F)
Tačka ključanja1757 K ​(1484 °‍C, ​2703 °F)
Gustina pri s.t.1,55 g/cm3
tečno st., na t.t.1,378 g/cm3
Toplota fuzije8,54 kJ/mol
Toplota isparavanja154,7 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet25,929 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 864 956 1071
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 1227 1443 1755
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja+2, +1[3]
(jako bazni oksid)
Elektronegativnost1,00
Energije jonizacije1: 589,8 kJ/mol
2: 1145,4 kJ/mol
3: 4912,4 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus197 pm
Kovalentni radijus176±10 pm
Valsov radijus231 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Spektralne linije
Ostalo
Kristalna struktura ​postraničnocentr. kubična (FCC)
Postraničnocentr. kubična (FCC) kristalna struktura za kalcijum
Brzina zvuka tanak štap3810 m/s (na 20 °‍C)
Topl. širenje22,3 µm/(m·K) (na 25 °‍C)
Topl. vodljivost201 W/(m·K)
Elektrootpornost33,6 nΩ·m (na 20 °‍C)
Magnetni rasporeddijamagnetičan
Magnetna susceptibilnost (χmol)+40,0·10−6 cm3/mol[4]
Jangov modul20 GPa
Modul smicanja7,4 GPa
Modul stišljivosti17 GPa
Poasonov koeficijent0,31
Mosova tvrdoća1,75
Brinelova tvrdoća170–416 MPa
CAS broj7440-70-2
Istorija
Otkriće i prva izolacijaHamfri Dejvi (1808)
Glavni izotopi
izotop rasp. pž. (t1/2) TR PR
40Ca 96,941% stabilni
41Ca tragovi 1,03×105 y ε 41K
42Ca 0,647% stabilni
43Ca 0,135% stabilni
44Ca 2,086% stabilni
45Ca syn 162,7 d β− 45Sc
46Ca 0,004% stabilni
47Ca syn 4,5 d β− 47Sc
γ –
48Ca 0,187% 6,4×1019 y β−β− 48Ti
reference • Vikipodaci

Kalcijum (Ca, lat. calcium) metal je IIA grupe.[5] Elektronska konfiguracija mu je: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, gradi 2+ jon. Poseduje 6 stabilnih izotopa. To su 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca. Elementarni kalcijum je sjajni, srebrnasti metal. Na Zemlji se kalcijum nalazi samo u obliku svojih jedinjenja i kao sastavni deo minerala. U kalcijumove minerale, između ostalih, spadaju kreda, krečnjak (kao kalcit ili Mermer) i gips. Osim toga, kalcijum igra vrlo važnu ulogu u organizmu životinja i čoveka, jer ulazi u sastav kostiju. On gradi 2+ jone.

Osobine

[uredi | uredi izvor]
Delimično oksidovani kalcijum

Klasifikacija

[uredi | uredi izvor]

Kalcijum je srebrnobeo, mekan i lak metal. Kalcijum je mek kao olovo, ali se ne može rezati nožem. Elementarni kalcijum u prisustvu vazduha se vrlo brzo oksiduje. Sa vodom reaguje vrlo burno gradeći kalcijum hidroksid i vodonik. Sagoreva u prisustvu kiseonika iz vazduha do kalcijum oksida, te u mnogo manjoj meri kalcijum nitrida. Ukoliko se usitni u prah, kalcijum se može zapaliti sam od sebe. Jedinjenja kalcijuma se javljaju i u vodi, i uzročnik su njene tvrdoće. Kalcijumovi sulfati i hloridi čine stalnu tvrdoću vode koja se kuvanjem ne može otkloniti. Tvrda voda je nepogodna za korišćenje (za kuvanje, pranje i industriju).[6] Kalcijum je čvrsta, siva, sjajna, supstanca na sobnoj temperaturi i atmosferskom pritisku. Provodi toplotu i električnu struju. Katjoni Ca2+ spadaju u IV analitičku grupu katjona.

Atom kalcijuma ima dvadeset elektrona, sa elektronskom konfiguracijom [Ar]4s2. Kao i drugi elementi smešteni u grupu 2 periodnog sistema, kalcijum ima dva valentna elektrona na najudaljenijoj s-orbitali, koji se vrlo lako gube u hemijskim reakcijama da bi formirali dipozitivni jon sa stabilnom elektronskom konfiguracijom plemenitog gasa, u ovom slučaj argona.[7]

Kalcijum spada u zemnoalkalne metale. U gotovo svim hemijskim jedinjenjima, kalcijum se javlja sa oksidacionim brojem +2. Tek 2009. godine, naučnicima sa Univerziteta Fridrih-Šiler u nemačkom gradu Jena uspelo je dobiju stabilni kalcijum(I) kompleks, u kojem se kalcijum nalazi stabilan u dotad nepoznatom oksidacionom stanju +1. Međutim, to jedinjenje je vrlo osetljivo na prisustvo vode i vazduha.[8]

Fizička svojstva

[uredi | uredi izvor]

Metalni kalcijum se topi na 842°S i ključa na 1494°S; ove vrednosti su veće od onih za magnezijum i stroncijum, susedne metale grupe 2. Njegova gustina od 1,526 g/cm3 (na 20°S) je najniža u grupi.[7]

Kalcijum je tvrđi od olova, ali se može seći nožem uz napor. Dok je kalcijum slabiji provodnik struje od bakra ili aluminijuma po zapremini, on je bolji provodnik po masi od oba, zbog svoje veoma male gustine.[9]

Hemijska svojstva

[uredi | uredi izvor]

Kalcijum spontano reaguje sa vodom brže od magnezijuma i sporije od stroncijuma da bi proizveo kalcijum hidroksid i gas vodonika. Takođe reaguje sa kiseonikom i azotom u vazduhu i formira mešavinu kalcijum oksida i kalcijum nitrida.[10] Kalcijum je manje reaktivan: brzo formira hidratantni premaz u vlažnom vazduhu, ali ispod 30% relativne vlažnosti može se čuvati neograničeno na sobnoj temperaturi.[11]

Pored jednostavnog oksida SaO, kalcijum peroksida, SaO2, se može dobiti direktnom oksidacijom metalnog kalcijuma pod visokim pritiskom kiseonika, a postoje neki dokazi za žuti superoksid Sa(O2)2.[12] Kalcijum hidroksid, Sa(ON)2, je jaka baza, mada ne tako jaka kao hidroksidi stroncijuma, barijuma ili alkalnih metala.[13] Sva četiri dihalida kalcijuma su poznata.[14] Kalcijum karbonat (SaSO3) i kalcijum sulfat (SaSO4) su posebno rasprostranjeni minerali.[15] Kao stroncijum i barijum, metalni kalcijum se rastvara direktno u tečnom amonijaku dajući tamnoplavi rastvor.[16]

Iako je kalcijum u istoj grupi kao i magnezijum, a organska magnezijumova jedinjenja se veoma široko koriste u hemiji, organska kalcijumova jedinjenja nisu na sličan način rasprostranjena jer ih je teže napraviti i reaktivnija su, iako su nedavno istražene kao mogući katalizatori.[17][18][19][20][21] Organo-kalcijumova jedinjenja imaju tendenciju da budu sličnija organo-iterbijum jedinjenjima zbog sličnih jonskih radijusa Yb2+ (102 pm) i Ca2+ (100 pm).[22]

Izotopi

[uredi | uredi izvor]

Kalcijum ima pet stabilnih izotopa (40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca i 46Ca), uz još jedan izotop (48Ca) čije je vreme poluraspada tako dugo da se iz praktičnih razloga takođe može smatrati da je stabilan. Raspon od 20% u relativnoj atomskoj masi kod svojih prirodnih izotopa je veći nego kod bilo kojeg drugog elementa, izuzev vodonika i helijuma. Kalcijum ima i kosmogenski izotop, radioaktivni 41Ca koji ima vreme poluraspada od 103.000 godina. Za razliku od drugih kosmogenskih izotopa koji se stvaraju u Zemljinoj atmosferi, izotop 41Ca se stvara neutronskim aktiviranjem kalcijuma 40Ca. Najveći deo njegovog nastajanja je gornji sloj dubine od oko jedan metar u tlu, dokle u dovoljnoj meri prodire kosmogenski neutronski tok. Izotop 41Ca je dobio dodatnu pažnju u astronomskim studijama zvezda, jer se raspada na 41K, kritični pokazatelj anomalija u zvezdanim sistemima.

Oko 97% kalcijuma koji se javlja u prirodi je u obliku izotopa 40Ca. Izotop 40Ca je jedan od proizvoda raspada kalijuma 40K, zajedno sa argonom 40Ar. Iako je kalijum-argonsko datiranje vrlo rašireno u geološkim naukama, rasprostranjenost 40Ca u prirodi otežava korišćenje ovog načina datiranja. Tehnike koje koriste masenu spektrometriju i razređivanje izotopa sa dvostrukim spektrometarskim vrhom se koriste za kalijum-kalcijumsko datiranje.

Najrasprostranjeniji izotop 40Ca ima jezgro sa 20 protona i 20 neutrona. To je ujedno i najteži stabilni izotop među svim elementima koji ima isti broj protona i neutrona. U eksploziji supernova, kalcijum se formira u reakciji ugljenika sa brojnim alfa česticama (jezgrama helija), sve dok se ne sintetiše najčešći izotop kalcijuma (koji sadrži deset jezgra helija).

Zastupljenost

[uredi | uredi izvor]

Kalcijum je najrasprostranjeniji zemnoalkalni metal, a i jedan od najrasprostranjenijih elemenata u prirodi. Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 3,54%. Zbog svoje hemijske reaktivnosti, u prirodi se može naći samo u obliku svojih jedinjenja. Pretpostavlja se da je jedini izuzetak jedna vrsta flourita koji u svojoj kristalnoj rešetki ima neku vrstu koloidalnog kalcijuma nastalog putem prirodnog radioaktivnog raspada.[23] Kalcijum karbonat je glavni sastojak sedimentnih stena. Kao krečnjak čini mnoge planinske masive. Veoma je rasprostranjen i kalcijum sulfat u vidu anhidrita i gipsa. Najbitniji minerali kalcijuma su: kalcit, argonit, mermer, kreda, gips, dolomit, krečnjak, kalcijumfluorit ... Minerali bogati kalcijumom poput kalcita i gipsa su dosta rasprostranjeni (npr. u Alpima cele planine su sačinjene od krečnjaka). Veoma je rasprostranjen i kalcijum sulfat u vidu anhidrita i gipsa.

Kao esencijalni deo cele žive materije on se nalazi u sastavu kostiju, zuba, školjki i lišća. Pored K+ i Na+ jona, joni kalcijuma Ca2+ imaju izuzetno važnu ulogu u prenosu podražaja kroz nervne ćelije. Međutim, i kod drugih ćelija joni kalcijuma su vrlo važni kod transdukcije signala.

U vidljivim spektrima mnogih zvezda, uključujući i Sunce, zapažene su snažne spektralne (apsorpcijske) linije jednostruko jonizovanog kalcijuma. Među njima najistaknutije su H-linija na 3968,5 Å i K-linija na 3933,7 Å jednostruko joniziranog kalcijuma ili Ca II. Pri posmatranju Sunca, ili zvezda niske temperature, istaknutost H i K linija u vidljivom spektru može biti naznaka snažne magnetske aktivnosti u hromosferi. Merenje periodičnih varijacija ovih aktivnih područja takođe se može koristiti u dobijanju podataka o periodima rotacije takvih zvezda.[24]

Jedinjenja

[uredi | uredi izvor]

Zagrevanjem uz prisustvo vazduha gradi oksid (CaO) i nitrid (Ca3N2). Reaguje sa hladnom vodom gradeći hidroksid uz oslobađanje kiseonika. Sem ovih jedinjenja bitna su i kalcijumperoksid i mnoge soli.

Kalcijum-superoksid:

  • Ca+O2→CaO2

Dobijanje

[uredi | uredi izvor]

Metalni kalcijum se proizvodi u vakuumu putem redukcije od prženog bezvodnog kreča (kalcijum-oksida) sa aluminijumom pri temperaturi od 1200  °C. Iako aluminijum ima dosta manju reaktivnost i entalpiju od kalcijuma, tako se reakcija

uravnotežava gotovo u potpunosti na levoj strani, ali i pored toga ovaj proces proizvodnje funkcioniše, jer nastali kalcijum pri ovoj temperaturi neprestano isparava tako da se postepeno uklanja iz procesa. Nakon ovog procesa neophodna je destilacija kalcijuma da bi se otklonile nečistoće.

Analitika

[uredi | uredi izvor]

Kalcijum se u krvi nalazi oko 50% kao jon Ca2+, oko 35% vezan za belančevine (albumin, globulin) te oko 15% vezan u kompleksima (u bikarbonatima, laktatima, citratima, fosfatima). Serumska vrednost kalcijuma kreće se u vrlo uskim granicama kod normalnog nivoa ukupnog kalcijuma između 2,2 i 2,6 mmol/L (9–10,5 mg/dL) a raspon normalnog jonizovanog kalcijuma iznosi od 1,1 do 1,4 mmol/L (4,5–5,6 mg/dL). Biološki efekti kalcijuma određuju se kroz dostupnost njegovih slobodnih jona, pa je pri tome odlučujući jonizovani kalcijum.[25]

Ukupna koncentracija kalcijuma (ukupni kacijum) u krvi zavisi od koncentracije albumina i s tim u skladu se mora korigovati. Alternativno, može se i direktno meriti koncentracija jonizovanog kalcijuma.[26] Ukunpni kalcijum u serumu se određuje pomoću apsorpcijske spektrometrije ili plamene emisione spektroskopije.[27] Pri tome dolaze do izražaja fizičke osobine kalcijuma. Direktno merenje jonizovanog kalcijuma vrši se sa jonoselektivnim elektrodama.[27]

Upotreba

[uredi | uredi izvor]

Metalni kalcijum služi kao redukciono sredstvo u metalurgiji za proizvodnju metala kao što su torijum, vanadijum, cirkonijum, itrijum i drugih iz grupe retkih zemnoalkalnih metala, te kao redukciono sredstvo u industriji čelika i aluminijuma, kao dodatak legurama aluminijuma, berilijuma, bakra, olova i magnezijuma te kao polazni materijal za proizvodnju kalcijum hidrida.

Tehnička upotreba kalcijuma je mnogo veća u obliku njegovih jedinjenja.

Krečnjak (CaCO3) i dolomit (CaMg(CO3)2) su dve važne sirovine u današnjoj industriji:

  • Sredstvo za uklanjanje šljake u industriji čelika. Prosečna potrošnja iznosi oko 0,5 tona krečnjaka po toni čelika
  • Polazna sirovina za proizvodnju gašenog kreča
  • Kreda kao sredstvo za punjenje veštačkih materijala, na primer PVC-a. Cilj je poboljšanje krutosti i otpornosti na udarce, kao i za smanjenje skupljanja. Osim toga jako povećana toplotna provodljivost omogućava viši radni takt pri ekstrudiranju (izvlačenju).
  • Sitnozrni kalcijum-karbonat služi kao sredstvo za punjenje skupocenog bezdrvnog papira
  • Fino mleveni kreč ili dolomit se koristi i kao kreč za đubrenje u poljoprivredi i šumarstvu ili kao dodatak ishrani nekim životinjama.

Kalcijum-sulfat (gips) se koristi kao građevinski materijal. Kalcijum-karbid služi kao polazna sirovina za hemijske sinteze i za proizvodnju đubriva na bazi kreča i azota, a ranije se koristio i za sintezu acetilena (etin), te se ranije pogrešno nazivao i kalcijum acetilid. Kalcijum-hlorid služi kao sredstvo za sušenje i topljenje, kao i za ubrzavanje stvrdnjavanja betona.

Biološki značaj

[uredi | uredi izvor]

Kosti čoveka i životinja sadrže kalcijum u vidu fosfata i karbonata. Nedostatak kalcijuma u kostima izaziva bolest rahitis. Jon kalcijuma nalazi se i u krvi i ubrzava zgrušavanje krvi u dodiru sa vazduhom. Kod biljaka ulazi u neke oblike ćelijskih zidova. One skladište kalcijum u stabljici i lišću. Nedostatak kalcijuma kod biljaka prouzrokuje slab razvoj korena i lišća.

Kalcijum je zastupljen u čovekovom organizmu između 1,4 i 1,67% što predstavlja preko 1 kilogram. Kalcijum ima veliku ulogu u ljudskom organizmu:

  • aktivator enzima
  • provođenje bioelektričnih impulsa
  • udeo u zgrušavanju krvi
  • udeo u grčenju mišića
  • udeo u proizvodnji hormona

Nivo kalcijuma u krvi zavisi od:

  • količine kalcijuma koja se unosi ishranom
  • količine kalcijuma u namirnicama
  • stepene izbacivanja kalcijuma sa mokraćom

Kalcijum je takođe neophodan sastojak u ćelijama biljaka.

Reference

[uredi | uredi izvor]
  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. str. 112. ISBN 0080379419. 
  2. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305. 
  3. ^ 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. PMID 20718434. doi:10.1021/ja105534w. 
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  5. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  6. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  7. ^ a b Greenwood & Earnshaw 1997, str. 112–13.
  8. ^ Krieck, Sven; Görls, Helmar; Yu, Lian; Reiher, Markus; Westerhausen, Matthias (4. 2. 2009). „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]”. Journal of the American Chemical Society. 13 (8): 2977—2985. doi:10.1021/ja808524y. 
  9. ^ Hluchan & Pomerantz 2005, str. 484.
  10. ^ C. R. Hammond The elements (pp. 4–35) in Lide, D. R., ur. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  11. ^ Hluchan & Pomerantz 2005, str. 483.
  12. ^ Greenwood & Earnshaw 1997, str. 119.
  13. ^ Greenwood & Earnshaw 1997, str. 121.
  14. ^ Greenwood & Earnshaw 1997, str. 117.
  15. ^ Greenwood & Earnshaw 1997, str. 122–15.
  16. ^ Greenwood & Earnshaw 1997, str. 112.
  17. ^ 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. PMID 29712082. doi:10.1002/1521-3773(20011119)40:22<4261::AID-ANIE4261>3.0.CO;2-J. 
  18. ^ 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. Bibcode:2005JAChS.127.2042C. PMID 15713071. doi:10.1021/ja043576n. 
  19. ^ 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. 
  20. ^ 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. 
  21. ^ 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. PMID 25376952. doi:10.1002/anie.201408814. 
  22. ^ Greenwood & Earnshaw 1997, str. 136–37.
  23. ^ berthold-weber.com: Fluorit im Wölsendorfer Flußspat-Revier, 10. 3. 2011.
  24. ^ Staff (1995). „H-K Project”. Mount Wilson Observatory. Pristupljeno 20. 5. 2015. 
  25. ^ „Calcium”. laborlexikon.de. Pristupljeno 21. 5. 2011.  |first1= zahteva |last1= u Authors list (pomoć)
  26. ^ Robertson, W. G.; Marshall, R. W. (1. 11. 1979). Calcium measurements in serum and plasma--total and ionized. 11. CRC Critical Reviews in Clinical Laboratory Sciences. str. 271—304. PMID 116800. 
  27. ^ a b Guder WG; Nolte J, ur. (2005). Das Laborbuch für Klinik und Praxis (1 izd.). Elsevier, Urban und Fischer. ISBN 978-3-437-23340-1. 

Literatura

[uredi | uredi izvor]

Spoljašnje veze

[uredi | uredi izvor]
Kalcijum na Vikimedijinoj ostavi.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Калцијум&oldid=28996025”