Calcio
El calcio es un elemento químico de símbolo Ca y número atómico 20. Es un metal alcalinotérreo blando de color gris, el quinto elemento más abundante en masa en la corteza terrestre. El ion Ca2+ es también el quinto ion disuelto más abundante en el agua de mar, tanto en molaridad como en masa, después del sodio, el cloruro, el magnesio y el sulfato.
Identidad
- Masa atómica
- 40.078(4) u
- Categoría
- Alcalinotérreos
- Grupo
- 2
- Periodo
- 4
- Bloque
- s
- Estado(s) de oxidación
- +2
- Fase (25 °C)
- Sólido
Estructura electrónica
- Configuración
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
- Configuración abreviada
- [Ar] 4s2
- Electrones por capa
- 2, 8, 8, 2
- Electronegatividad (Pauling)
- 1
- Afinidad electrónica
- 2.37 kJ/mol
- 1.ª energía de ionización
- 590 kJ/mol
- Energías de ionización
- 590 · 1145 · 4912 · 6491 · 8153… kJ/mol
Propiedades físicas
- Punto de fusión
- 841.9 °C (1115 K)
- Punto de ebullición
- 1483.8 °C (1757 K)
- Densidad
- 1.55 g/cm³
- Calor molar
- 25.9 J/(mol·K)
Comportamiento químico del calcio
El calcio dispone de dos electrones de valencia en el orbital 4s ([Ar] 4s²), que cede con facilidad para formar el catión divalente Ca²⁺ con la configuración electrónica estable del gas noble argón. Forma enlaces predominantemente iónicos con halógenos, oxígeno y otros no metales. Como metal alcalinotérreo del periodo 4, exhibe una reactividad intermedia: es más enérgico y electropositivo que el berilio y el magnesio, pero menos reactivo que el estroncio y el bario. En disolución acuosa precipita fácilmente en presencia de aniones como carbonato, sulfato, fosfato y oxalato.
Reactividad
Ca + 2 H₂O → Ca(OH)₂ + H₂
Reacciona de forma continua con el agua líquida a temperatura ambiente, desprendiendo burbujas de hidrógeno y enturbiando la disolución debido a la escasa solubilidad del hidróxido de calcio resultante.
2 Ca + O₂ → 2 CaO
En contacto con el aire o al calentarse suavemente, se combina con el oxígeno para formar óxido de calcio (cal viva), ardiendo con una llama característica de tono rojo anaranjado.
Ca + Cl₂ → CaCl₂
Reacciona enérgicamente con cloro gaseoso para formar cloruro de calcio anhidro, una sal muy estable y fuertemente higroscópica.
Ca + 2 HCl → CaCl₂ + H₂
Se disuelve con rapidez y efervescencia en ácidos minerales diluidos, desprendiendo hidrógeno gaseoso con una notable liberación de calor.
Compuestos destacados
| Compuesto | Fórmula | Uso o importancia |
|---|---|---|
| Carbonato de calcio | CaCO₃ | Constituyente de calizas y mármoles; materia prima del cemento, antiácido médico y carga mineral |
| Óxido de calcio | CaO | Cal viva; fabricación de morteros y cemento, neutralización de escorias siderúrgicas y tratamiento de aguas |
| Hidróxido de calcio | Ca(OH)₂ | Cal apagada; lechada en construcción, corrección de la acidez de suelos agrícolas e industria azucarera |
| Sulfato de calcio dihidratado | CaSO₄·2H₂O | Yeso natural; paneles de yeso para tabiquería, escayolas y moldes ortopédicos para inmovilizaciones |
| Cloruro de calcio | CaCl₂ | Agente de deshielo vial de alto rendimiento por disolución exotérmica y desecante industrial |
Representación de la distribución electrónica por niveles
Ver en el constructor de átomosIsótopos
El calcio natural presenta seis isótopos estables, una diversidad nuclear extraordinaria: calcio-40 (⁴⁰Ca, 96,94 % con 20 neutrones), calcio-44 (⁴⁴Ca, 2,09 %), calcio-42 (⁴²Ca, 0,65 %), calcio-48 (⁴⁸Ca, 0,19 %), calcio-43 (⁴³Ca, 0,14 %) y calcio-46 (⁴⁶Ca, 0,004 %). Los núcleos de ⁴⁰Ca y ⁴⁸Ca son considerados «doblemente mágicos» por tener capas cerradas completas de protones y neutrones, lo que les confiere una resistencia nuclear insólita. El calcio-48, con una semivida de millones de veces la edad del universo, se emplea en aceleradores de partículas para sintetizar elementos superpesados.
Presencia y obtención
Es el quinto elemento más abundante en la corteza terrestre (alrededor de un 4,1 % en masa) y el catión metálico mayoritario del cuerpo humano. Jamás se encuentra libre en la naturaleza debido a su afinidad por el oxígeno, el carbono y el azufre. Constituye inmensas formaciones sedimentarias de caliza, mármol, y dolomita, además de integrar minerales como el yeso, la anhidrita, la fluorita y las apatitas. El metal elemental se obtiene comercialmente por reducción térmica de óxido de calcio con aluminio a alta temperatura y bajo vacío, o por electrólisis de cloruro de calcio fundido.
Historia y origen del nombre
Aunque cal y yeso se usaron desde el Neolítico y la civilización romana para elaborar argamasas, el metal puro fue aislado en 1808 por Humphry Davy mediante la electrólisis de una amalgama de óxido de calcio y mercurio. El químico británico le otorgó el nombre «calcium» a partir del término latino «calx» (calcis), vocablo con el que los antiguos romanos designaban a la cal viva y a la piedra caliza calcinada.
Aplicaciones y relevancia del calcio
Usos del elemento
El calcio metálico se utiliza en siderurgia y metalurgia como agente reductor, desoxidante y desulfurante en la refinación de aceros especiales, cobre y aleaciones de níquel. También se incorpora como endurecedor en aleaciones de plomo para fabricar placas de baterías de automoción libres de mantenimiento y como desgasificador en tubos de vacío de alta precisión.
Usos de sus compuestos
Sus compuestos son pilares de la infraestructura global: el carbonato y el óxido de calcio fundamentan la fabricación del cemento Portland y el mortero. El yeso es indispensable en tabiquería y molduras; el cloruro de calcio se usa en deshielo invernal; y el fosfato de calcio constituye la base de fertilizantes agrícolas y de implantes óseos biocompatibles.
Salud, seguridad y medio ambiente
Papel biológico
Es el mineral más abundante en el organismo humano (cerca de un kilogramo en un adulto). El 99 % se halla mineralizado en huesos y dientes en forma de hidroxiapatita. El 1 % restante circula en plasma y citoplasma actuando como mensajero intracelular clave en la coagulación sanguínea, la contracción de la musculatura cardíaca y esquelética y la secreción hormonal.
Seguridad
El calcio metálico en contacto con agua o humedad atmosférica desprende hidrógeno inflamable y genera hidróxido de calcio cáustico, que puede provocar quemaduras térmicas y químicas en piel, mucosas y ojos. Debe almacenarse en contenedores herméticos protegidos con gas inerte o aceite mineral seco.
Medio ambiente
El ciclo geoquímico del calcio amortigua la acidez natural de suelos y masas de agua mediante el equilibrio carbonato-bicarbonato. La precipitación de carbonato de calcio en los fondos oceánicos actúa como el mayor sumidero de carbono a escala geológica en la Tierra.
Preguntas frecuentes sobre el Calcio
¿Qué es la dureza del agua y por qué está relacionada con el calcio?
La dureza del agua mide la concentración de cationes polivalentes disueltos, fundamentalmente iones calcio y magnesio procedentes de acuíferos calizos. El agua dura dificulta que el jabón haga espuma al formar precipitados insolubles de estearato de calcio y provoca incrustaciones de cal en tuberías, termos y lavadoras. Aunque resulta molesta para las instalaciones domésticas e industriales, el agua dura no supone un riesgo sanitario y aporta una fuente mineral complementaria en la dieta humana habitual.
¿Por qué se forma calcio en las estrellas y por qué sus átomos son estables?
El calcio se forma mediante reacciones nucleares que tienen lugar en estrellas y en explosiones estelares. Uno de sus isótopos, el calcio-40, es especialmente estable porque su núcleo contiene veinte protones y veinte neutrones, una combinación que favorece una estructura nuclear resistente. El calcio producido en esos procesos se dispersa por el espacio y puede incorporarse a nuevas estrellas, planetas y otros cuerpos celestes.
¿Por qué es importante la vitamina D para aprovechar el calcio de los alimentos?
La vitamina D ayuda al intestino a absorber el calcio que obtenemos de alimentos como los lácteos, algunas verduras y ciertos pescados. Si falta vitamina D, el organismo aprovecha menos calcio y puede tener dificultades para mantener los huesos fuertes. Por eso ambos nutrientes son importantes durante el crecimiento y a lo largo de la vida. La cantidad necesaria depende de factores como la edad, la alimentación y la exposición al sol.
¿Cómo afecta la acidificación del océano a las conchas de los animales marinos?
Muchos moluscos y otros organismos marinos construyen sus conchas con carbonato de calcio. Cuando el océano absorbe más dióxido de carbono de la atmósfera, cambia la química del agua y disminuye la disponibilidad de algunas formas de carbonato que estos animales necesitan. Esto puede dificultar la formación de conchas y esqueletos, especialmente en etapas tempranas de la vida. El efecto varía según la especie y las condiciones del agua.
¿Cómo se forman las estalagmitas y estalactitas en las cuevas kársticas?
El agua de lluvia absorbe dióxido de carbono del aire y suelo, transformándose en una disolución ligeramente ácida de ácido carbónico que disuelve la roca caliza subterránea como bicarbonato de calcio soluble. Al gotear lentamente en el techo de una cueva con menor presión de CO₂, el gas escapa y el bicarbonato revierte a carbonato de calcio insoluble. Este mineral precipita gota a gota durante miles de años, levantando estalagmitas en el suelo y descolgando estalactitas desde el techo.
¿Cómo ayuda el calcio a que se muevan los músculos?
Cada vez que el cerebro envía una señal para mover un músculo, las células musculares liberan una oleada de iones de calcio almacenados en su interior. Este calcio actúa como una llave que activa las proteínas contráctiles (actina y miosina), permitiendo que se deslicen entre sí y encojan el músculo. Al bombearse el calcio de vuelta, el músculo se relaja.
¿Por qué se usa cloruro de calcio para derretir la nieve en las carreteras?
A diferencia de la sal de mesa tradicional, el cloruro de calcio desprende calor cuando entra en contacto con el agua y la humedad ambiental. Además de enfriar el punto de congelación hasta temperaturas extremas de casi treinta grados bajo cero, genera su propio calor para disolver el hielo mucho más rápido en autopistas durante nevadas severas.
Principales fuentes consultadas: PubChem, Royal Society of Chemistry, NIST, IUPAC. Última revisión: noviembre de 2026.