Википедија

Калциум хлорид

(Пренасочено од Калциум(II) хлорид)

Калциум хлорид — неорганско соединение, сол со хемиска формула CaCl
2. Тоа е бело кристално цврсто тело на собна температура и е многу растворливо во вода. Може да се создаде со неутрализирање на хлороводородна киселина со калциум хидроксид.

Калциум хлорид
Структура на калциум хлорид, (хлорот е зелен, калциумот е сив)
Примерок од калциум хлорид
Назив според МСЧПХ
Калциум хлорид
Други називи

Неутрален калциум хлорид; калциум (II) хлорид, калциум дихлорид (1: 2), E509

Назнаки
10043-52-4 Ок
22691-02-7 (монохидрат) Ок
10035-04-8 (дихидрат) Ок
25094-02-4 (тетрахидрат) Н
7774-34-7 (хексахидрат) Ок
ChEBI CHEBI:3312 Ок
ChEMBL ChEMBL1200668 Н
ChemSpider 23237 Ок
DrugBank DB01164 Ок
EC-број 233-140-8
3Д-модел (Jmol) Слика
Слика
Слика

монохидрат
Слика дихидрат
Слика хексахидрат

PubChem 24854
RTECS-бр. EV9800000
UNII OFM21057LP Ок
LEV48803S9 (monohydrate) Ок
M4I0D6VV5M (dihydrate) Ок
1D898P42YW (hexahydrate) Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед Бел хигроскопски прав
Мирис Без мирис
Густина
  • 2.15 g/cm3 (безводен)
  • 2.24 g/cm3 (монохидрат)
  • 1.85 g/cm3 (дихидрат)
  • 1.83 g/cm3 (тетрахидрат)
  • 1.71 g/cm3 (хексахидрат)[1]
Точка на топење
Точка на вриење
безводен:
74.5 g/100 mL (20 °C)[2]
Hexahydrate:
49.4 g/100 mL (−25 °C)
59.5 g/100 mL (0 °C)
65 g/100 mL (10 °C)
81.1 g/100 mL (25 °C)[1]
102.2 g/100 mL (30.2 °C)
α-Tetrahydrate:
90.8 g/100 mL (20 °C)
114.4 g/100 mL (40 °C)
Dihydrate:
134.5 g/100 mL (60 °C)
152.4 g/100 mL (100 °C)[3]
Растворливост
Растворливост во етанол
  • 18.3 g/100 g (0 °C)
  • 25.8 g/100 g (20 °C)
  • 35.3 g/100 g (40 °C)
  • 56.2 g/100 g (70 °C)[4]
Растворливост во метанол
  • 21.8 g/100 g (0 °C)
  • 29.2 g/100 g (20 °C)
  • 38.5 g/100 g (40 °C)[4]
Растворливост во acetone 0.1 g/kg (20 °C)[4]
Растворливост во пиридин 16.6 g/kg[4]
Киселост (pKa)
  • 8–9 (anhydrous)
  • 6.5–8.0 (hexahydrate)
−5.47·10−5 cm3/mol[1]
Показател на прекршување (nD) 1.52
Вискозност
  • 3.34 cP (787 °C)
  • 1.44 cP (967 °C)[4]
Структура
Кристална структура
  • Pnnm, No. 58 (безводен)
  • P42/mnm, No. 136 (безводен, >217 °C)[6]
Octahedral at Ca2+ centres (anhydrous)
Термохемија
Ст. енталпија на
образување ΔfHo298
  • −795,42 kJ/mol (безводен)
  • −1110,98 kJ/mol (монохидрат)
  • -1403,98 kJ/mol (дихидрат)
  • −2009.99 kJ/mol (тетрахидрат)
  • −2608,01 kJ/mol (хексахидрат)
Стандардна моларна
ентропија So298 		108.4 J/(mol·K)[1][5]
Специфичен топлински капацитет, C
  • 72,89 J/(mol·K) (безводен)
  • 106,23 J/(mol·K) (монохидрат)
  • 172,92 J/(mol·K) (дихидрат)
  • 251,17 J/(mol·K) (тетрахидрат)
  • 300,7 J/(mol·K) (хексахидрат)
Pharmacology
ATC код A12AA07
B05XA07, G04BA03
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности
 Надразнувачки
GHS-ознаки:
Пиктограми
 GHS07: Извичник[7]
Сигнални зборови
 Предупредување
Изјави за опасност
 H319[7]
Изјави за претпазливост
 P305+P351+P338[7]
NFPA 704
Смртоносна доза или концентрација:
1,000-1,400 mg/kg (стаорци, орално)[8]
Слични супстанци
Други анјони
Други катјони
Дополнителни податоци
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Калциум хлоридот најчесто се среќава како хидрирана цврста супстанца со генеричка формула CaCl
2 · nH
2O, каде што n = 0, 1, 2, 4 и 6. Овие соединенија главно се користат за одмрзнување и контрола на прашина. Бидејќи безводната сол е хидроскопска и деликатна, таа се користи како средство за сушење.[10]

Употреба

уреди

Одмрзнување и депресија на точката на замрзнување

уреди
 
Масовно CaCl
2 за одмрзнување во Јапонија

Со депресија на точката на замрзнување на водата, калциум хлоридот се користи за да се спречи формирање на мраз и се користи за одмрзнување. Оваа апликација троши најголема количина на калциум хлорид. Калциум хлоридот е релативно безопасен за растенијата и почвата. Како средство за одмрзнување, тој е многу поефикасен на пониски температури од натриум хлоридот. Кога се дистрибуира за оваа употреба, обично има форма на мали, бели сфери со пречник од неколку милиметри, наречени бисери. Растворите на калциум хлорид можат да спречат замрзнување на температури до -52 °C (-62 °F), што го прави идеален за полнење гуми за земјоделски средства како течен баласт, што помага при влечење во ладна клима.[11]

Исто така се користи во домашни и индустриски хемиски одвлажнувачи на воздух.[12]

Површина на патот

уреди
 
Калциум хлорид бил прскан на овој пат за да се спречи атмосферски влијанија, давајќи му влажен изглед дури и при суво време.

Втората најголема примена на калциум хлорид ја искористува неговата хигроскопска природа и лепливоста на неговите хидрати; калциум хлоридот е високо хигроскопски и неговата хидратација е егзотермичен процес . Концентрираниот раствор задржува течен слој на површината на земјените патишта, што го потиснува формирањето на прашина. Ги задржува поситните честички прашина на патот, обезбедувајќи амортизиран слој. Ако им се дозволи да издуват, големиот агрегат почнува да се поместува наоколу и патот се распаѓа. Користењето на калциум хлорид ја намалува потребата за степенување за дури 50% и потребата за материјали за полнење дури за 80%.[13]

Храна

уреди

Просечниот внес на калциум хлорид како адитиви во храната е проценет на 160–345 mg/ден.[14] Калциум хлоридот е дозволен како додаток на храна во Европската Унија за употреба како средство за секвестрант и зацврстување со Е број E509. Се смета за општо признаен како безбеден (GRAS) од страна на Управата за храна и лекови на САД.[15] Неговата употреба во органското растително производство е генерално забранета според Националната органска програма на САД.[16]

Како средство за зацврстување, калциум хлоридот се користи во конзервиран зеленчук, во зацврстување на урда од соја во тофу и во производство на замена за кавијар од зеленчук или овошни сокови.[17] Најчесто се користи како електролит во спортски пијалоци и други пијалоци, вклучително и флаширана вода. Исклучително солениот вкус на калциум хлоридот се користи за ароматизирање на кисели краставички без да се зголеми содржината на натриум во храната. Својствата на депресија на точката на замрзнување на калциум хлоридот се користат за забавување на замрзнувањето на карамелот во чоколадните ленти исполнети со карамела. Исто така, често се додава во исечени јаболка за да се одржи текстурата.

Во подготовката на пивото, калциум хлоридот понекогаш се користи за да се поправат недостатоците на минералите во водата за подготовка. Тоа влијае на вкусот и хемиските реакции за време на процесот на подготовка, а исто така може да влијае на функцијата на квасецот за време на ферментацијата.

Во производството на сирење, калциум хлоридот понекогаш се додава во преработеното (пастеризирано/хомогенизирано) млеко за да се врати природната рамнотежа помеѓу калциумот и белковината во казеинот. Се додава пред коагулантот.

Калциум хлоридот се користи за спречување на дамки на јаболката со прскање на дрвото за време на доцната сезона на растење.[18]

Лабораториски и сродни операции на сушење

уреди

Цевките за сушење често се преполни со калциум хлорид. Ламинаријата се суши со калциум хлорид за да се користи за производство на натриум карбонат. Безводниот калциум хлорид е одобрен од FDA како помошно средство за пакување за да се обезбеди сувост (CPG 7117.02).[19]

Хидрираната сол може да се исуши за повторна употреба, но ќе се раствори во сопствената вода за хидратација ако брзо се загрее и ќе формира тврда споена цврстина кога ќе се олади.

Останато

уреди

Калциум хлоридот се користи во бетонски мешавини за да се забрза почетното поставување, но хлоридните јони доведуваат до корозија на челичната арматура, па затоа не треба да се користи во армиран бетон.[20] За таа цел може да се користи и безводната форма на калциум хлорид и може да обезбеди мерка за влага во бетонот.[21]

Калциум хлоридот е вклучен како додаток во пластиката и во апаратите за гаснење пожар, во високите печки како додаток за контрола на дрвени скелиња (згрутчување и лепење на материјалите што го спречуваат полнењето на печката да се спушта), и во омекнувачот како разредувач.

Егзотермичното растворање на калциум хлорид се користи во самозагревачки лименки и грејни влошки.

Во нафтената индустрија, калциум хлоридот се користи за зголемување на густината на саламура без цврсти материи. Исто така се користи за да се обезбеди инхибиција на отекување на глините во водената фаза на течностите за дупчење со инвертна емулзија.

CaCl
2 делува како флукс материјал, намалувајќи ја точката на топење, во Дејвидовиот процес за индустриско производство на натриум метал преку електролиза на стопениот NaCl.

Калциум хлоридот се користи и во производството на активен јаглен.

Калциум хлоридот може да се користи за таложење на флуоридни јони од вода како нерастворливи CaF
2.

Калциум хлоридот е исто така состојка што се користи во керамичките садови. Ги суспендира честичките од глина, така што тие лебдат во растворот, што го прави полесен за употреба во различни техники на лизгање.

Калциум хлорид дихидрат (20 проценти по тежина) растворен во етанол (95 проценти ABV) се користи како стерилант за машки животни. Растворот се инјектира во тестисите на животното. Во рок од еден месец, некрозата на ткивото на тестисите резултира со стерилизација.[22][23]

Производителите на кокаин во Колумбија увезуваат тони калциум хлорид за да повратат растворувачи кои се на Црвената листа на INCB и се построго контролирани.[24]

Флукс за намалување на металот

уреди

Слично на тоа, CaCl
2 се користи како флукс и електролит во процесот на електролиза на FFC Кембриџ за производство на титаниум, каде што обезбедува правилна размена на јони на калциум и кислород помеѓу електродите.

Опасности

уреди

Иако е нетоксичен во мали количини кога е влажен, силно хигроскопските својства на нехидрираната сол претставуваат одредени опасности. Калциум хлоридот може да делува како надразнување со тоа што ја суши влажната кожа. Цврстиот калциум хлорид се раствора егзотермично, а изгорениците може да резултираат со устата и хранопроводникот доколку се проголта. Голтање на концентрирани раствори или цврсти производи може да предизвика гастроинтестинална иритација или улцерација.[25]

Потрошувачката на калциум хлорид може да доведе до хиперкалцемија.[26]

Својства

уреди
 
Тест со пламен на CaCl
2

Калциум хлоридот се раствора во вода, создавајќи хлорид и аква комплекс [Ca(H
2O)
6]2+. На овој начин, овие раствори се извори на „слободни“ јони на калциум и слободни хлориди. Овој опис е илустриран со фактот дека овие раствори реагираат со извори на фосфат и даваат цврст талог од калциум фосфат:

3 CaCl
2 + 2 PO3−
4 → Ca
3(PO
4)
2 + 6 Cl−

Калциум хлоридот има многу висока енталпија промена на растворот, назначена со тоа, значителен пораст на температурата што го придружува растворањето на безводната сол во вода. Ова својство е основа за неговата примена во најголем обем.

Растопениот калциум хлорид може да се електролизира за да се добие калциум метал и гас хлор :

CaCl
2 → Ca + Cl
2

Подготовка

уреди
 
Структура на полимер [Ca(H
2O)
6]2+ центар во кристален калциум хлорид хексахидрат, илустрирајќи го високиот координативен број типичен за комплексите на калциум.

Во поголемиот дел од светот, калциум хлоридот се добива од варовник како нуспроизвод на Солвејовиот процес, кој ја следи нето реакцијата подолу:[10]

2 NaCl + CaCO
3 → Na
2CO
3 + CaCl
2

Потрошувачката во Северна Америка во 2002 година изнесувала 1.529.000 тони (3,37 милијарди фунти).[27] Во САД, поголемиот дел од калциум хлоридот се добива со прочистување од саламура. Како и кај повеќето рефус производи од сол, вообичаено се појавуваат трагови на други катјони од алкалните метали и земноалкалните метали (групи 1 и 2) и други анјони од халогените (група 17).[10]

Појава

уреди

Калциум хлоридот се јавува како ретки испарувачки минерали синџарит (дихидрат) и антарктицит (хексахидрат).[28][29][30] Друг природен хидрат познат е гијараит - тетрахидрат.[30][31] Сродните минерали хлорокалцит (калиум калциум хлорид,KCaCl
3) и тахихидрит (калциум магнезиум хлорид,CaMg
2Cl
6 · 12H
2O) се исто така многу ретки.[30][32][33] Така е и за рорисит, CaClF (калциум хлорид флуорид).[30][34]

Наводи

уреди
  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Lide, David R., уред. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90. изд.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
  2. ↑ „Calcium chloride (anhydrous)“. ICSC. International Programme on Chemical Safety and the European Commission.
  3. ↑ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds (2. изд.). New York: D. Van Nostrand Company. стр. 196.
  4. ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 4,5 Anatolievich, Kiper Ruslan. „Properties of substance: calcium chloride“. chemister.ru. Архивирано од изворникот на 2015-06-24. Посетено на 2014-07-07.
  5. ↑ 5,0 5,1 5,2 Pradyot, Patnaik (2019). Handbook of Inorganic Chemicals. The McGraw-Hill Companies, Inc. стр. 162. ISBN 978-0-07-049439-8.
  6. ↑ 6,0 6,1 6,2 Müller, Ulrich (2006). Inorganic Structural Chemistry. wiley.com (2. изд.). England: John Wiley & Sons Ltd. стр. 33. ISBN 978-0-470-01864-4.
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2 Sigma-Aldrich Co., Calcium chloride.
  8. ↑ Donald E. Garrett (2004). Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride. стр. 379. ISBN 978-0080472904. Посетено на 2018-08-29. Its toxicity upon ingestion, is indicated by the test on rats: oral LD50 (rat) is 1.0–1.4 g/kg (the lethal dose for half of the test animals, in this case rats...)
  9. ↑ „MSDS of Calcium chloride“. fishersci.ca. Fisher Scientific. Посетено на 2014-07-07.
  10. ↑ 10,0 10,1 10,2 Robert Kemp, Suzanne E. Keegan "Calcium Chloride" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2000, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a04_547
  11. ↑ „Binary Phase diagram: The Calcium Chloride – water system“. Aqueous Solutions Aps. October 2016. Архивирано од изворникот на 26 June 2019. Посетено на 2017-04-20.
  12. ↑ „Keeping Things Dry“. humantouchofchemistry.com. Архивирано од изворникот на 26 October 2014. Посетено на 2014-10-23.
  13. ↑ „Dust: Don't Eat It! Control It!“. Road Management & Engineering Journal. US Roads (TranSafety Inc.). 1 June 1998. Архивирано од изворникот на 29 October 2007. Посетено на 9 August 2006.
  14. ↑ Calcium Chloride SIDS Initial Assessment Profile, UNEP Publications, SIAM 15, Boston, 22–25 October 2002, pp. 13–14.
  15. ↑ 21 CFR § 184.1193
  16. ↑ 7 CFR § 205.602
  17. ↑ „Apple Caviar Technique“. StarChefs Studio. StarChefs.com. April 2004. Посетено на 9 August 2006.
  18. ↑ "Cork Spot and Bitter Pit of Apples", Richard C. Funt and Michael A. Ellis, Ohioline.osu.edu/factsheet/plpath-fru-01
  19. ↑ „CPG 7117.02“. FDA Compliance Articles. US Food and Drug Administration. March 1995. Посетено на 3 December 2007.
  20. ↑ „Accelerating Concrete Set Time“. Federal Highway Administration. 1 June 1999. Архивирано од изворникот на 17 January 2007. Посетено на 16 January 2007.
  21. ↑ National Research Council (U.S.). Building Research Institute (1962). Adhesives in Building: Selection and Field Application; Pressure-sensitive Tapes. National Academy of Science-National Research Council. стр. 24–5.
  22. ↑ Koger, Nov 1977, "Calcium Chloride, Practical Necrotizing Agent", Journal of the American Association of Bovine Practitioners (USA), (Nov 1977), v. 12, p. 118–119
  23. ↑ Jana, K.; Samanta, P.K. (2011). „Clinical evaluation of non-surgical sterilization of male cats with single intra-testicular injection of calcium chloride“. BMC Vet. Res. 7: 39. doi:10.1186/1746-6148-7-39. PMC 3152893. PMID 21774835.
  24. ↑ Smith, Michael; Simpson, Cam (26 October 2020). „Narcos Are Waging a New Drug War Over a Texas Company's Basic Chemical“. Bloomberg. Архивирано од изворникот на 26 October 2020. Посетено на 26 October 2020.
  25. ↑ „Product Safety Assessment (PSA): Calcium Chloride“. Dow Chemical Company. 2 May 2006. Архивирано од изворникот на 17 September 2009. Посетено на 22 July 2008.
  26. ↑ „Calcium Chloride Possible Side Affects“. www.drugs.com.
  27. ↑ Calcium Chloride SIDS Initial Assessment Profile, UNEP Publications, SIAM 15, Boston, 22–25 October 2002, page 11.
  28. ↑ „Sinjarite“. www.mindat.org.
  29. ↑ „Antarcticite“. www.mindat.org.
  30. ↑ 30,0 30,1 30,2 30,3 „List of Minerals“. www.ima-mineralogy.org. 21 March 2011.
  31. ↑ „Ghiaraite“. www.mindat.org.
  32. ↑ „Chlorocalcite“. www.mindat.org.
  33. ↑ „Tachyhydrite“. www.mindat.org.
  34. ↑ „Rorisite“. www.mindat.org.

Надворешни врски

уреди
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Калциум_хлорид&oldid=5229218“