Calcium (Ca), 20-칼슘

 

몇 사람에게 ‘칼슘하면 가장 먼저 떠오르는 것이 무엇인가?’라는 질문을 하였다. 대답은 골다공증, 제설제, 염화칼슘, 핫팩, 시멘트, 석회동굴 등 아주 다양하였다. 여기서 알 수 있듯이 칼슘은 건강, 산업, 아름다운 자연 경관까지 우리의 생활과 밀접하게 연관되어 있다. 구글에서 칼슘(calcium)을 검색어로 찾으면 1억 4,400만개의 사이트가 나오는데, 이는 같은 족 원소인 마그네슘(magnesium)의 9배나 된다. 칼슘은 지각에서 산소, 규소, 알루미늄, 철 다음으로 풍부한 원소이다. 이처럼 중요하고 풍부한 원소에 대해 좀더 자세히 알아보기로 하자.     원자번호 20번, 칼슘 칼슘(calcium)은 원자번호 20번의 원소로, 원소기호는 Ca이다. 주기율표에서는 2족(2A족)에 속하는 알칼리 토금속 원소의 하나로, 마그네슘 바로 아래에 있다. 칼슘은 무르고 은회색을 띠며, 다른 알칼리 토금속들과 마찬가지로 반응성이 커서 자연상태에서 원소 그 자체로는 존재하지 않고 화합물로만 존재한다. 화합물에서는 +2의 산화상태를 갖는다.

 

원자 번호 20번, 칼슘. <출처: sxc.hu>

칼슘의 원소 정보.

 

 

칼슘은 지각 무게의 약 3.6%를 차지하는 5번째로 풍부한 원소이고, 금속으로는 알루미늄과 철 다음으로 많다. 칼슘 광석은 초기 해양 생물의 화석 잔해물의 퇴적암으로 지구 표면에 광범위하게 분포되어 있는데, 대표적인 것들이 석회석(limestone, CaCO3), 백운석(dolomite, CaCO3∙MgCO3), 백악(chalk, 60% 이상이 CaCO3)이다. 이외에도 대리석(석회석과 백운석의 변성암), 석고(gypsum, CaSO4∙2H2O)와 석고의 무수물, 형석(fluorite, CaF2), 인회석(apatite, Ca5(PO4)3F) 등이 주요 칼슘 광석이다. 산호, 조개 껍질, 진주 등도 주로 탄산칼슘(CaCO3)으로 되어있으며, 동물의 뼈와 이는 주로 칼슘의 인산염으로 되어있다.

 

바닷물에는 Ca2+ 이온이 평균 0.41g/L 농도로 포함되어 있는데, 이는 녹아 있는 이온으로서는 Na+, Cl-, Mg2+, SO42- 다음으로 무게 비나 몰 농도가 높은 것인데, 여러 해양 생물들은 이것을 껍질 등을 만드는데 사용한다.    금속 칼슘 자체는 소량 생산되며, 주로 합금재료나 다른 금속을 야금할 때 환원제 등으로 사용된다. 반면에 방대한 양의 석회석(CaCO3)과 여기서 생산되는 석회(CaO) 및 다른 칼슘 화합물들은 여러 용도로 다양하게 사용된다. 예로, 염기성 산소 제강 공정에서는 강철 1톤 생산에 75 kg의 석회가 사용된다. 석회는 또한 물이나 토양에 들어있는 산성 물질을 중화시키는데, 공장에서 나오는 배출가스에서 SO2와 H2S를 포획하는데, 시멘트와 석회 모르타르를 제조하는데 사용된다. 염화칼슘(CaCl2)은 제설제와 건조제로 사용되며, 탄산칼슘(CaCO3)은 페인트, 치약, 종이, 고무, 플라스틱 등에 첨가되고, CaCO3를 비롯한 여러 칼슘 화합물들이 골다공증 치료와 예방을 위한 칼슘 보조제로 사용된다.

금속 칼슘.

 

칼슘은 인체 체중의 약 1.4%를 차지하는데, 이들 칼슘의 약 99%는 뼈와 치아에 들어있으며, 나머지 약 1%는 혈액과 같은 체액에 있으면서 중요한 생물학적 기능을 한다. 근육 수축, 호르몬 분비, 수정, 세포 사멸, 기억 등 여러 세포 내 과정들이 칼슘에 의해 활성화되며, Ca2+이 결합하는 수백 가지의 단백질들이 알려져 있는데 이들은 세포 신호전달, 물질 이동, 완충작용에 관여한다.

 

 

칼슘의 역사와 분리∙발견

데이비는 1808년 7월 석회와 산화수은 혼합물을 전기분해시켜 칼슘 아말감을 얻고, 여기서 수은을 증발시켜 금속 칼슘을 얻었다.

인류는 오래 전부터 석회석과 대리석을 건축과 건설 재료로 사용하였으며, 석회석을 구워서 얻은 석회(생석회, CaO)도 건축물의 벽을 바르거나 모래와 섞어 건축물을 만드는데 사용하여 왔다. 석회와 비슷한 용도로 또 다른 칼슘 화합물인 무수 석고(CaSO4)도 사용되었는데, 예로 이집트 기자(Giza) 지구의 대 피라미드와 투탕카멘의 무덤에 사용하였다. 그러나 17세기까지 이들 물질의 화학적 본질에 대해서는 거의 알지 못하였다.   원소 이름 칼슘(Calcium)은 이를 석회에서 원소 상태로 처음 분리한 영국의 데이비(H. Davy, 1778~1828) 경이 석회를 뜻하는 라틴어 calx를 따서 명명하였다. 데이비 경은 1807년에 볼타 전지를 사용한 전기분해 방법으로 포타슘(K)과 소듐(Na)을 분리하였는데, 칼슘을 비롯한 알칼리 토금속 원소들의 분리도 시도하였으나 성공하지 못하고 있었다. 그러던 중 데이비는 1808년 5월에 스웨덴의 베르셀리우스(J. J. Berzelius, 1779~1848)와 폰틴(M. M. Pontin, 1781~1858)이 석회를 수은에서 전기분해시켜 칼슘 아말감을 얻었다는 사실을 전해 듣고, 같은 해 7월에 석회와 산화수은(HgO) 혼합물을 전기분해시켜 칼슘 아말감을 얻고, 여기서 수은을 증발시켜 금속 칼슘을 얻었다. 그는 같은 해에 마그네슘(Mg), 붕소(B), 바륨(Ba)도 원소 상태로 분리∙발견하였다. 이는 중요한 발견을 먼저 하려는 경쟁이 극심한 과학계에서 상호 협력의 좋은 본보기가 된다.

 

 

물리적 성질

칼슘 원자는 20개의 전자를 갖고 있으며, 바닥 상태 전자배치는 비활성 기체인 아르곤(Ar)의 전자배치에 2개의 전자가 4s 오비탈에 추가된 1s22s22p63s23p64s2([Ar]4s2)이다. 따라서 Ca는 쉽게 두 개의 전자를 잃고 Ar과 같은 전자배치를 하는 +2의 산화상태를 갖는다. 금속 칼슘은 무르기는 하지만 납(Pb)보다는 단단하다. 밀도는 1.55 g/cm3으로 알칼리 토금속 중에서 가장 작다. 녹는점(842 oC)은 알칼리 토금속 중에서는 베릴륨(녹는점 1,287 oC) 다음으로 높으며, 끓는점은 1,484oC이다. 칼슘의 불꽃 반응은 붉은 벽돌색이다.   칼슘의 전기비저항은 구리나 알루미늄보다 크지만, 무게당으로 비교하면 칼슘이 더 좋은 전기 도체이다. 그러나 공기와의 반응성이 크기 때문에 전기 도체로 사용하는 경우는 거의 없다.   자연 상태에서 Ca은 6가지의 동위원소로 있는데, 이중 안정한 동위원소는 40Ca(96.941%), 42Ca(0.647%), 43Ca(0.135%), 44Ca(2.086%)의 4가지이고, 방사성 동위원소는 46Ca(0.004%), 48Ca(0.187%)의 2가지인데 이들의 반감기는 아주 길다.

칼슘의 전자 배치. <출처: (CC)Pumbaa at Wikipedia.org>

 

 

화학적 성질 칼슘은 베릴륨(Be)과 마그네슘(Mg)에 비해 반응성이 월등히 큰 알칼리 토금속으로, 여러 비금속 원소들과 잘 반응한다. 공기에 노출되면 산소와는 산화물(CaO)을, 질소와는 질소화물(Ca3N2)을 만든다. 실온에서도 물과 반응하여 수산화칼슘(Ca(OH)2)이 되고 수소기체를 내어 놓으나, 불이 붙을 정도로 반응이 격렬하지는 않은데, 그 이유는 생성된 Ca(OH)2가 물에 잘 녹지 않아 고체 칼슘 표면에 보호 피막을 만들기 때문이다. 그러나 고운 가루로 만들거나 산성 수용액에서는 반응이 격렬해진다.   Ca2+는 무색이며, 맛은 사람에 따라 짠맛, 쓴맛 등으로 달리 느껴진다. 대부분의 칼슘 염들은 물에 잘 녹으나, Ca(OH)2, 황산칼슘(CaSO4), 탄산칼슘(CaCO3), 인산칼슘(Ca3(PO4)2) 등은 물에 잘 녹지 않는다.     석회석과 대리석 석회석(limestone)은 가장 흔한 칼슘 광물로, 이의 주요 성분은 CaCO3이나 불순물로 이산화규소(SiO2), 알루미나(Al2O3), 마그네시아(MgO) 등이 들어있기도 한다. 퇴적암의 일종으로, 바닷물 속에 들어있던 Ca2+와 탄산가스(CO2)가 반응해서 생겼거나, 산호나 유공충(foraminifera) 같은 해양 생물의 껍데기나 골격이 화석화되어 만들어진 것이다. 고대부터 건축재료, 도로 건설의 기초 재료로 사용되어 왔으며, 지금도 산업적으로 많이 이용되고 있다. 석회석은 전체 퇴적암의 약 10%를 차지하는데, 결정 구조가 서로 다른 방해석(calcite)과 선석(aragonite)이 주종을 이룬다.   대리석(marble)은 석회석이나 백운석 같은 퇴적암이 변성되어 생긴 것으로, 들어있는 불순물에 따라 아름다운 무늬와 색을 띤다. 흰색 대리석은 거의 순수한 CaCO3 또는 CaCO3∙MgCO3로 이루어져 있다. 대리석은 옛날부터 조각과 건축 재료로 많이 이용되고 있다.

 

석회석. 석회석은 가장 흔한 칼슘 광물로, 바닷물 속에 들어있던 Ca2+와 탄산가스(CO2)가 반응해서 생겼거나, 산호나 유공충 같은 해양 생물의 껍데기나 골격이 화석화되어 만들어진 것이다. 고대부터 건축재료, 도로 건설의 기초 재료로 사용되어 왔다.

대리석. 대리석은 석회석이나 백운석 같은 퇴적암이 변성되어 생긴 것으로, 들어있는 불순물에 따라 아름다운 무늬와 색을 띤다. 조각과 건축재료로 사용되어 왔다. <출처: (CC) Lmbuga Commons at Wikipedia.org>

 

 

석회암의 용해와 재 침전 CaCO3는 물에 아주 소량 녹는다. 용해 과정은 다음과 같다.   CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO32-(aq)   평형상태에서 Ca2+와 CO32- 농도의 곱 [Ca2+][CO32-]을 CaCO3의 ‘용해도 곱 상수’라 부르는데, 그 값은 25oC에서 8.7x10-9이다. 중성 내지 산성용액에서 CO32- 는 H+과 반응하여 중탄산이온(HCO3-)이 되고, HCO3-는 다시 H+와 반응하여 탄산(H2CO3)이 된다. 탄산은 물과 탄산가스(CO2)의 합으로 볼 수 있다.   CO32- + H+  HCO3- HCO3- + H+  H2CO3  (H2O + CO2)   따라서 산성인 물에서는 CO32-가 HCO3-와 H2CO3(H2O + CO2)로 변환되어 CO32- 농도가 아주 낮게 된다.  일정 온도에서 용해도 곱은 일정하므로, 낮은 CO32-의 농도는 높은 Ca2+농도를 필요로 하여 CaCO3의 용해를 가져온다. 이것이 산성비에 의해 석회암이나 대리석으로 만들어진 예술품과 건축물이 손상을 입는 이유가 된다.   지하에서 석회암이 녹은 물이 표면으로 나와 공기와 접하게 되면, 물에 녹아 있는 CO2가 공기 중으로 빠져 나가고, 또 물이 증발하면서 CaCO3가 다시 침전하게 된다. Ca2+ + 2 HCO3-  CaCO3 + H2O + CO2   석회동굴은 CaCO3가 지하수에 녹아서 만들어진 것이며, 종유석, 석순은 물에 녹은 CaCO3가 재 침전하여 만들어진 것이다. 미국 옐로스톤(Yellow Stone) 국립공원의 맘모스 스프링과 터키 파묵칼레(Pamukkale)에는 CaCO3가 녹아있는 온천수가 분출되어 흘러내리면서 CaCO3가 재 침전되어 만들어진 계단 형태의 석회화단구(travertine terrace)가 웅장한 모습으로 드러나 있다.   석회암은 화성암에 비해 침식이 잘 되나, 진흙이 퇴적하여 생성된 퇴적암보다는 단단하다. 세계 곳곳의 석회암 지대에는 아름다운 바위, 석회동굴, 깊은 구멍, 협곡들이 있어 많은 사람들의 눈길을 끌고 있다. 이들은 지구상의 지질학적 변화와 더불어, 수천 년에서 수백만 년에 걸쳐 일어난 석회암의 물에 의한 침식과 풍화작용의 결과인데, 이의 형성에는 CaCO3의 용해와 재 침전의 화학적 과정이 크게 관여하였다.

 

석회동굴. 석회동굴은 CaCO3가 지하수에 녹아서 만들어진 것이며, 종유석, 석순은 물에 녹은 CaCO3가 재 침전하여 만들어진 것이다.<출처: (CC)David Bunnell at Wikipedia.org>

석회화단구. 미국 옐로스톤 국립공원의 맘모스 스프링에는 CaCO3가 녹아있는 온천수가 분출되어 흘러내리면서 CaCO3가 재 침전되어 만들어진 계단 형태의 석회화단구가 웅장한 모습으로 드러나 있다. <출처: (CC)David Monniaux at Wikipedia.org>

 

 

금속 칼슘의 생산과 이용 금속 칼슘의 전통적인 생산 방법은 염화칼슘(CaCl2)을 용융상태에서 전기분해시켜 얻는 것인데, 염화칼슘은 석회석(CaCO3)과 염산(HCl)을 직접 반응시켜 얻거나 또는 솔베이 공정에서 부산물로 얻어진다. 최근에는 석회를 고온에서 알루미늄으로 환원시켜 금속 칼슘을 얻는 방법도 개발되어 사용되고 있다. 전기 분해 방법으로 생산된 칼슘은 알루미늄 열 환원법으로 생산되는 칼슘에 비해 순도가 높은 장점이 있으나, 생산 비용이 월등히 많이 드는 단점이 있다.   3CaO + 2Al → Al2O3 + 3Ca   중국, 러시아, 미국이 금속 칼슘을 생산하는 주요 나라인데, 중국이 연 3만~3만5000톤, 러시아가 연 4000톤, 미국이 연 1천~2천 톤을 생산하고 있다. 금속 칼슘의 주된 용도는 규소가 들어있지 않은 철을 생산하는 것이다. 이 외에도 납의 제련에서 비스무트(Bi)를 제거하는데, 전지용 납-칼슘 합금을 만드는데, 마그네슘과 합금을 만들어 내열성을 높이는데, 베어링용 알루미늄 합금을 만드는데 사용된다.

 

 

석회석과 석회의 산업적 이용

포틀랜드 시멘트는 석회석, 모래, 점토를 구워 만든다. <출처: gettyimages>

석회석(CaCO3)과 백운석(CaCO3∙MgCO3)은 건축 및 건설 재료로 많이 사용되어 왔다. 석회석(CaCO3)은 시멘트의 주요 원료의 하나인데, 일반적으로 시멘트라 불리는 포틀랜드(Portland) 시멘트는 석회석, 모래, 점토를 구워 만든다. 석회석은 또한 고급 종이의 충전제로 사용되는데, 교과서에 쓰이는 종이는 무게의 약 절반까지를 CaCO3가 차지한다. CaCO3는 고무, 라텍스, 페인트, 플라스틱, 치약 등에도 첨가되는데, 이때 사용되는 CaCO3는 광물에서 얻은 것을 바로 사용하기 보다는 재침전해서 얻은 것을 사용한다. 또한 의약품으로 이용되기도 하는데, 정제된 CaCO3는 과다 분비되는 위산을 중화시키는 제산제로, 그리고 칼슘 영양 보조제로 사용된다.   CaCO3는 이처럼 그 자체로도 여러 분야에 유용하게 사용되지만, 중요한 화학물질인 생석회(CaO)와 소석회(Ca(OH)2)의 원료이기도 하다. 일반적으로 석회라 불리는 CaO는 CaCO3를 825oC 이상의 온도에서 열 분해시켜 얻는다.

 

CaCO3 + 열(825 oC 이상) → CaO + CO2   석회의 가장 큰 용도는 철강공업에서 인, 규소, 황, 망가니즈(Mn)와 같은 불순물을 제거하기 위한 용제로 사용하는 것이다: CaO 대신에 석회석과 백운석을 바로 용광로에 투입하기도 하는데, 이들은 용광로 내에서 열 분해되어 석회가 된다. 철강 1톤을 생산하는데 75kg의 석회 또는 100~300kg의 백운석 석회(CaO∙MgO)가 사용된다. 석회는 또한 철선을 뽑을 때 윤활제로 사용되며, 황산이 들어있는 철 세정제를 중화시키는데도 사용된다. 백운석 석회는 마그네슘(Mg)를 얻는 원료 물질로 사용된다.

 

석회는 철강공업 외에도 다양한 용도에서 유용하게 쓰인다. 예로, 수돗물과 공업 용수의 처리에서 응집제로 많이 사용되며, 산성 산업 폐수, 호수 물, 토양을 중화시키는데, 금속 야금 공장이나 화석 연료를 사용하는 화력 발전소에서 배출되는 가스에서 아황산가스(SO2)와 황화수소(H2S)를 포획하는데도 사용된다. 석회는 또한 탄화칼슘(카바이트, CaC2)과 유리 제조에(보통 유리는 약 12% CaO 포함) 사용되며, 여러 칼슘 화합물을 만드는 원료 물질로 사용된다. 이외에도 석회는 휴대용 열원으로 사용되기도 하는데, 이는 CaO가 물과 반응하여 Ca(OH)2가 될 때 CaO 1 몰 당 63.7kJ이라는 많은 열이 방출되는 것을 이용하는 것이다. 구제역 방재에도 석회를 사용하는데, 이는 석회가 물과 반응할 때 생기는 열과 알칼리성 Ca(OH)2가 구제역 병원균을 죽이기 때문이다.   CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(aq)     ∆H = -63.7 kJ/mol

호수에 유입되는 산성 물질을 중화시키기 위해 석회를 뿌리는 장면. 석회는 산성 산업 폐수, 호수, 물, 토양을 중화시킨다. <출처: chemistryexplained.com>

 

소석회(Ca(OH)2)는 하수 처리에서 응집제로 주로 사용되며, 상수 처리에서 물의 pH를 높여 수도관의 부식을 막는데 사용되고, 목제에서 펄프를 생산하는 과정에서도 많이 사용된다. 고운 소석회 입자를 물에 분산시킨 용액을 석회수라 하는데, 여기에 탄산가스가 들어가면 CaCO3가 생기면서 뿌옇게 되므로 탄산가스의 검출에 이용된다.   Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O     주요 칼슘 화합물과 이용 앞에서 언급한 석회석(탄산칼슘, CaCO3), 석회(산화칼슘, CaO), 소석회(수산화칼슘, Ca(OH)2) 이외에도 여러 가지 중요한 칼슘 화합물들이 있다.

 

제설제를 분사하는 모습. 염화칼슘은 물에 잘 녹고 녹을때 많은 열을 내놓기 때문에 얼음이나 눈을 녹이는 데 사용된다. <출처: (CC)Doc Searls at wikipedia.org>

염화칼슘(CaCl2)은 제설제와 핫팩(hot pack)으로 우리와 친숙하다. CaCl2는 석회석에서 직접 생산하거나 탄산소듐(Na2CO3 및 NaHCO3) 생산 공정에서 부산물로 얻는다. 무수 CaCl2는 조해성(공기 중에서 수분을 흡수하여 녹는 성질)이 있고, 1몰 당 6몰까지의 물을 흡수할 수 있어 건조제로 사용된다. 물에 잘 녹고 녹을 때 많은 열(CaCl2 1 몰 당 82.8kJ/mol)을 내놓기 때문에 얼음이나 눈을 녹이는데, 그리고 핫팩(hot pack: 화학 반응열을 이용한 손 난로) 재료로 사용된다. CaCl2는 물의 어는 점을 -52 oC까지 낮출 수 있다. 제설제로 사용된 염화칼슘은 자동차를 비롯한 각종 철 구조물의 부식을 촉진시키므로 주의가 필요하다. CaCl2는 또한 식품 첨가제, 도로의 먼지 발생을 방지하는 방진제, 콘크리트의 경화 촉진제 등으로 사용된다.   우리와 친숙한 또 다른 칼슘 화합물로는 보통 카바이드라 불리는 탄화칼슘(CaC2)이 있다. 이 화합물은 CaO와 코크스(C)의 반응에서 얻는다. 물과 반응하여 아세틸렌(C2H2)을 내어놓는데, 아세틸렌은 석유 화학 산업이 본격화 되기 전에 중요한 유기화학 원료로 사용되었으며, 요즘은 야시장의 등불, 과일의 숙성 등에 사용된다. 또한 질소(N2)와 반응시켜 비료로 사용되는 석회질소(calcium cyanamide, CaCN2)를 만드는데 사용되기도 한다.

 

황산칼슘(CaSO4)은 광물로 직접 얻기도 하고, 황산을 사용하는 화학 공정에서 황산을 CaO로 중화시킬 때 부산물로 얻기도 하는데, 이의 수화물(CaSO4·2H2O)은 석고로 잘 알려져 있다. 광석 석고는 시멘트의 혼합재료, 석고 보드 등 건축 재료, 비료, 백색 안료 등으로 사용되며, 석고를 150~200 oC로 구워서 얻는 소석고(CaSO4∙1/2H2O)는 물과 반죽하면 굳어지기 때문에 주물의 주형, 석고 모형, 의료용 석고붕대 등에 사용된다. 한편, 산업 부산물로 얻어지는 석고는 해로운 다른 물질이 들어 있을 수 있고 이를 정제하는데 비용이 많이 들기 때문에 처리에 어려움을 겪고 있다.

 

석고를 구워서 얻는 소석고는 물과 반죽하면 굳어지기 때문에 의료용 석고붕대, 주물의 주형 등에 사용된다.

차아염소산칼슘(Ca(OCl)2)은 수산화칼슘(Ca(OH)2)을 염소와 반응시켜 얻는데, 천의 표백, 수돗물과 수영장 물의 살균 소독, 탈취제, 곰팡이와 조류의 번식 억제제 등으로 사용된다.  <출처: gettyimages>

 

 

차아염소산칼슘(Ca(OCl)2)은 수산화칼슘(Ca(OH)2)을 염소와 반응시켜 얻는데, 보통은 반응 생성물을 분리하지 않고 그대로 표백분으로 사용하여, 천의 표백, 수돗물과 수영장 물의 살균 소독, 탈취제, 곰팡이와 조류(藻類)의 번식 억제제 등으로 사용된다.   2Ca(OH)2 + 2Cl2 → Ca(OCl)2 + CaCl2 + 2H2O   이들 외에도 비소산칼슘(Ca3(AsO4)2)은 살충제로, 과망간산칼슘(Ca(MnO4)2)은 액체 로켓 추진제와 물 소독제로, 인산칼슘(Ca3(PO4)2)은 동물 사료 첨가제, 비료, 유리와 치과 용품의 제조에, 수산화인회석(hydroxyapatite, Ca5(PO4)3(OH))은 인공 뼈와 치아의 재료로 사용된다.

 

 

칼슘의 생물학적 역할

칼슘은 인체 체중의 약 1.4%를 차지하며, 체내 칼슘의 약 99%는 뼈와 치아에 있고 나머지 1%는 혈액 등 체액에 있다. 체액의 Ca2+는 신경전달, 근육의 수축과 이완, 혈액 응고 등 여러 중요한 생리적 과정에 관여한다. 신경 세포에 활동 전위가 도달하면 세포 외액에서 세포 내액으로 Ca2+이 이동하고, 이에 의해 신경 전달 물질이 방출되어 신경 자극이 전달된다. 근육의 수축과 이완에서는, 신경 자극으로 근육이 흥분되면 소포체에서 Ca2+이 방출되어 농도가 높아지고 이에 의해 근육 단백질인 엑틴(actin)과 미오신(myosin)이 결합하여 근육 수축이 일어난다. 방출된 Ca2+이 다시 소포체로 되돌아가면 두 단백질이 분리되고 근육은 이완된다. Ca2+는 또한 혈액 응고에 관련된 효소를 비롯한 많은 효소들의 보조인자로 작용한다. 이외에도 Ca2+은 호르몬 분비, 수정, 세포 사멸, 기억 등 여러 세포 내 과정들을 활성화시킨다.   포유 동물에서 체액 내 칼슘 농도는 식사를 통한 섭취와 흡수, 변으로의 배출, 뼈에서의 축적과 용출 등에 의해 잘 조절되고 있으며, 뼈가 칼슘의 저장고 역할을 하는데, 부갑상선 호르몬이 뼈에서 칼슘과 인산 이온이 빠져나가는 뼈 흡수를 조절한다. 칼슘은 결합되지 않은 Ca2+ 그 자체나 단백질에 결합된 형태로 전달되는데, 여러 세포 기관이 세포 내에 칼슘을 축적하고 필요 시 방출하는 역할을 한다. 세포 내의 Ca2+ 농도는 보통 10-7M 정도인데, 자극에 의해 그 농도가 10~100배 증가하고, 이에 따라 Ca2+이 여러 칼슘-결합 단백질에 결합함으로써 세포 내 과정들이 조절된다. 수백 가지의 칼슘-결합 단백질들이 알려져 있는데, 소화기장에서의 칼슘 흡수는 비타민 D에 의해 조절되는 칼슘-결합 단백질의 영향을 받는다.

칼슘은 인체 체중의 약 1.4%를 차지하며, 체내 칼슘의 약 99%는 뼈와 치아에 있다.

 

칼슘은 무척추동물에서도 껍질과 같은 외골격을 만드는데 쓰인다. 그리고 칼슘은 식물에서도 식물 세포막과 세포벽의 필수 성분이며 세포막의 투과성을 안정화시키는데 필요하고, 기공의 닫힘, 세포 분화에 작용한다. 액포에서는 유기 음이온들의 균형을 잡는 양이온으로 작용하며, 해양 인편모조류에서는 CaCO3가 구조적 물질로 사용된다.

 

 

칼슘의 과잉과 결핍

칼슘은 우유와 같은 낙농 제품을 비롯해 다양한 식품에 들어 있으며, 칼슘 화합물이 첨가된 영양 보충제 등을 통해서도 섭취할 수 있다. <출처: (CC)Ragesoss at Wikipedia.org>

혈액 내 칼슘이 필요 이상으로 높아지면 이들이 음이온과 결합하여 조직이나 기관에 쌓이는 석회화(calcification)가 일어나 이들 조직과 기관이 딱딱해지고, 암으로 진행할 가능성이 있다. 반대로 칼슘 섭취가 부족하거나 장에서의 흡수가 잘 일어나지 않으면, 뼈에 있는 칼슘 화합물이 녹아(뼈 흡수가 일어나) 뼈가 약해지는 골다공증이 유발된다. 특히 폐경기 여성은 호르몬 에스트로겐이 감소하며 뼈의 형성보다는 뼈에서 칼슘이 빠져나가는 뼈 흡수가 더 활발해져 골다공증의 위험성이 커지는데 칼슘과 비타민 D를 충분히 섭취하면 뼈 흡수를 줄일 수 있다. 청소년 시기는 성장이 빠르고 골 질량이 증가하는 시기이므로 특히 많은 양의 칼슘 섭취가 필요하다.   칼슘이 많은 대표적 식품은 우유, 치즈 등의 낙농 제품이며, 뼈와 함께 먹는 생선, 녹색 채소, 콩, 곡류, 해조류 등에도 많은 양의 칼슘이 들어있다. 칼슘 화합물이 첨가된 여러 식품(특히 우유)과 영양 보충제 등이 판매되고 있다.

 

 

1. 수치로 보는 칼슘

   칼슘의 표준원자량은 40.078g/mol이다. 원자의 바닥 상태 전자배치는 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² ([Ar]4s²)이며, 화합물에서의 산화 수는 +2만 있다. 지각 무게의 약 3.6%를 차지하는 5번째로 풍부한 원소이다. 1기압에서 녹는점은 842 ^oC이고 끓는점은 1,484 ^oC이다. 20 ^oC에서 밀도는 1.55g/cm³로, 알칼리 토금속 중에서는 가장 작다. 20 ^oC에서 전기비저항은 33.6nΩ∙m이다. 불꽃 반응의 색은 붉은 벽돌색이다. 첫 번째와 두 번째 이온화 에너지는 각각 589.8kJ/mol과 1145.4kJ/mol 이며, 폴링의 전기음성도는 1.00이고, 원자 반경은 197pm, 이온 반경은 100pm이다. 천연 동위원소는 6가지 인데, ⁴⁰Ca(96.941%), ⁴²Ca(0.647%), ⁴³Ca(0.135%), ⁴⁴Ca(2.086%)의 4가지는 안정하며, ⁴⁶Ca(0.004%)와 ⁴⁸Ca(0.187%)는 방사성 동위원소이다. CaCl₂의 물에 대한 용해열은 -82.8kJ/mol (발열 반응)이고, CaO의 수화열은 -63.7kJ/mol이다.

 

 

 

글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)

서울대학교 화학과를 졸업하고 템플대학교에서 박사학위를 받았다. 오랫동안 이화여대에서 화학을 연구하고 가르쳤다. 저서로 [인간과 사회와 함께한 과학기술 발전의 발자취]와 [아나스타스가 들려주는 녹색화학 이야기] 등이 있고, 역서로 [젊은 과학도에 드리는 조언] 등이 있다.

발행일  2012.01.11

Calcium

Atomic Weight		40.078
Density		1.55 g/cm3
Melting Point		842 °C
Boiling Point		1484 °C
Full technical data

Say calcium and most people think of chalk and bones, but in pure form it is a firm, silvery metal that reacts slowly with water to give off hydrogen gas. Pure metallic calcium has few applications and is rarely seen.

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Technical data for Calcium Click any property name to see plots of that property for all the elements. Overview Name Calcium Symbol Ca Atomic Number 20 Atomic Weight 40.078 Density 1.55 g/cm3 Melting Point 842 °C Boiling Point 1484 °C Thermal properties Phase Solid Melting Point 842 °C Boiling Point 1484 °C Absolute Melting Point 1115 K Absolute Boiling Point 1757 K Critical Pressure N/A Critical Temperature N/A Heat of Fusion 8.54 kJ/mol Heat of Vaporization 155 kJ/mol Heat of Combustion -990 J/(kg K) Specific Heat 631 J/(kg K)[note] Adiabatic Index N/A Neel Point N/A Thermal Conductivity 200 W/(m K) Thermal Expansion 0.0000223 K-1 Bulk physical properties Density 1.55 g/cm3 Density (Liquid) 1.378 g/cm3 Molar Volume 0.000025857 Brinell Hardness 167 MPa Mohs Hardness 1.75 MPa Vickers Hardness N/A Bulk Modulus 17 GPa Shear Modulus 7.4 GPa Young Modulus 20 GPa Poisson Ratio 0.31 Refractive Index N/A Speed of Sound 3810 m/s Thermal Conductivity 200 W/(m K) Thermal Expansion 0.0000223 K-1 Reactivity Valence 2 Electronegativity 1 ElectronAffinity 2.37 kJ/mol Ionization Energies 589.8, 1145.4, 4912.4, 6491, 8153, 10496, 12270, 14206, 18191, 20385, 57110 kJ/mol Health and Safety Autoignition Point N/A Flashpoint N/A Heat of Combustion -990 J/(kg K) DOT Hazard Class 4.2 DOT Numbers 1855 EU Number N/A NFPA Fire Rating 1 NFPA Hazards Water Reactive NFPA Health Rating 3 NFPA Reactivity Rating 2 RTECS Number N/A NFPA Label Classifications Alternate Names None Names of Allotropes None Block s Group 2 Period 4 Electron Configuration [Ar]4s2 Color Silver Discovery 1808 in United Kingdom Gas phase N/A CAS Number CAS7440-70-2 CID Number CID5460341 Gmelin Number N/A NSC Number N/A RTECS Number N/A Electrical properties Electrical Type Conductor Electrical Conductivity 2.9×107 S/m Resistivity 3.4×10-8 m Ω Superconducting Point N/A Magnetic properties Magnetic Type Paramagnetic Curie Point N/A Mass Magnetic Susceptibility 1.38×10-8 Molar Magnetic Susceptibility 5.531×10-10 Volume Magnetic Susceptibility 0.00002139 Abundances % in Universe 0.007% % in Sun 0.007% % in Meteorites 1.1% % in Earth's Crust 5% % in Oceans 0.00042% % in Humans 1.4% Atomic dimensions and structure Atomic Radius 194 pm Covalent Radius 174 pm Van der Waals Radius N/A Crystal Structure Face Centered Cubic Lattice Angles π/2, π/2, π/2 Lattice Constants 558.84, 558.84, 558.84 pm Space Group Name Fm_ 3m Space Group Number 225 Nuclear Properties Half-Life Stable Lifetime Stable Decay Mode N/A Quantum Numbers 1S0 Neutron Cross Section 0.43 Neutron Mass Absorption 0.00037 Known Isotopes 34Ca, 35Ca, 36Ca, 37Ca, 38Ca, 39Ca, 40Ca, 41Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 45Ca, 46Ca, 47Ca, 48Ca, 49Ca, 50Ca, 51Ca, 52Ca, 53Ca, 54Ca, 55Ca, 56Ca, 57Ca Stable Isotopes 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca Isotopic Abundances 40Ca 96.941% 42Ca 0.647% 43Ca 0.135% 44Ca 2.086% 46Ca 0.004% 48Ca 0.187%

Notes on the properties of Calcium:

Specific Heat: Value given for solid phase.

Up to date, curated data provided by Mathematica's ElementData function from Wolfram Research, Inc.