Calcium, Symbol Ca, (lat. calx "Stein", "Kalkstein"), chem. Element aus der II. Hauptgruppe des Periodensystems, der Gruppe der Erdalkalimetalle, Leichtmetall, Z 20, Massenzahlen der natürlichen Isotope 40 (96,947 %), 42 (0,646 %.), 43 (0,135 %), 44 (2,083 %), 46 (0,186 %), 48 (0,18 %), Atommasse 40,08, Wertigkeit II, Härte nach Mohs 1,5, D. 1,54 g cm^-3, F. 839 °C, Kp. 1484 °C, elektrische Leitfähigkeit 25,0 Sm/mm² (bei 0 °C), Standardelektrodenpotential (Ca/Ca ²⁺)-2,76 V.

Eigenschaften. C. ist ein an frischer Oberfläche silberweiß glänzendes, an der Luft aber rasch anlaufendes Leichtmetall. Es existiert in drei allotropen Modifikationen: Bei 300 °C wandelt sich das bis dahin stabile kubisch-flächenzentrierte α-C. in eine β-Form niederer Symmetrie um, oberhalb 450 °C existiert es als hexagonales γ-C.

C. tendiert zur Abgabe seiner beiden 4s-Elektronen, was sich auch im hohen negativen Standardelektrodenpotential widerspiegelt. C. ist ein starkes Reduktionsmittel, die Ca²⁺-Kationen sind farblos. C. bildet wenig Kovalenzen aus, d. h. die Bindungen sind hauptsächlich salzartiger Natur. Bereits bei Zimmertemperatur wird C. von Luft unter Bildung des Calciumnitrids angegriffen und sollte deshalb unter Petroleum aufbewahrt werden. Bei erhöhter Temperatur verbrennt C. zu Calciumoxid CaO und Calciumnitrid Ca₃N₂. Mit Wasser, verd. Säuren und Alkoholen reagiert C. beim Erhitzen lebhaft unter Wasserstoffentwicklung: Ca + 2 H₂O → Ca(OH)₂ + H₂. Als starkes Reduktionsmittel kann C. Metalle aus deren Oxiden freisetzen, z. B. bei der Bildung von Titan: TiO₂ + 2 Ca → Ti + 2 CaO. C. reagiert beim Erhitzen mit Halogenen schnell zu den entsprechenden Calciumhalogeniden.

Analytisches. C. kann an der intensiv roten Flamme oder spektroskopisch anhand der roten Linie bei 622,0 und der grünen Linie bei 553,5 nm qualitativ nachgewiesen werden. Analytisch wird es im (NH₄)CO₃-Trennungsgang z. B. durch Fällung von Calciumoxalat CaC₂O₄ nachgewiesen. Quantitative Bestimmungen erfolgen über die Atomabsorptionsspektroskopie oder gravimetrisch durch die Fällung des Calciumoxalats.

Vorkommen. Mit einem Anteil von 3,4 % am Aufbau der Erdkruste nimmt C. die 5. Position in der Häufigkeit der Elemente ein. Es kommt in der Natur stets gebunden, vorrangig in Form zahlreicher Minerale vor. Calciumcarbonat CaCO₃ bildet als Calcit (Kalkspat), Kreide, Marmor, Aragonit oder als Doppelcarbonat CaCO₃-MgCO₃ (Dolomit) ganze Gebirgszüge. Auch Gips CaSO₄·2 H₂O und der Anhydrit CaSO₄ bilden ausgedehnte Lagerstätten. In den Steinsalzvorkommen findet man verschiedene Doppelsalze des C., unter anderem den Tachhydrit CaCl₂·2 MgCl₂·12 H₂O und den Glauberit Na₂SO₄· CaSO₄. Calciumfluorid CaF₂ kommt als Fluorit (Flußspat) vor. Phosphorit Ca₃(PO₄)₂ und Apatit Ca₅(PO₄)₃(OH,F,Cl) haben als Basisstoffe für Phosphatdüngemittel große Bedeutung. Von den Calciumsilicaten, die die große Masse der Silicatgesteine bilden, seien der Kalkfeldspat CaAl₂Si₂O₈ und der Wollastonit Ca₂Si₂O₆ genannt. Als Verwitterungsprodukt der Mineralien findet man Calciumsalze in allen natürlichen Wässern. Sie machen mit den Magnesiumsalzen die Wasserhärte aus. In der belebten Natur haben die Calciumsalze z. B. Funktionen in der Knochen- und Zahnsubstanz (Hydroxylapatit Ca₅(PO₄)₃OH). Eierschalen und Muscheln bestehen aus CaCO₃. Für Pflanzen ist C. ein essentieller Wachstumsfaktor (Kalkdüngung) und im menschlichen Organismus ist es an der Blutgerinnung, der Zellteilung und der Muskelkontraktion beteiligt.

Gewinnung. Man stellt C. durch Elektrolyse einer Schmelze aus Calciumchlorid und Calciumfluorid oder Kaliumchlorid bei etwa 800° C her. Es werden Graphitanoden und Eisenkathoden, welche die Schmelze gerade berühren, verwendet. Durch die hohe Stromdichte an der Kathode scheidet sich das C. geschmolzen ab. Durch allmähliches Heben der Eisenstäbe während der Elektrolyse gewinnt man lange Stäbe metallisches C. Durch aluminothermische Reduktion und anschließende Vakuumsublimation läßt sich besonders reines C. gewinnen.

Verwendung. Als starkes Reduktionsmittel dient C. in der Metallurgie zur Darstellung anderer Metalle (wie Titan, Zirconium, Chrom und Uran) sowie als Desoxidationsmittel bei Nickel- und Kupferschmelzen. Blei-Calcium-Legierungen haben Bedeutung als Gleitwerkstoffe. C. wird als Gettermetall verwendet und zur Raffination und Entschwefelung von Erdöl eingesetzt. Im Laboratorium dient es zum Trocknen von Alkoholen, als Hilfsmittel in der organischen Synthese und zur Reinigung von Edelgasen.