Пређи на садржај

Калцијум хлорид

С Википедије, слободне енциклопедије
Калцијум хлорид
Structure of calcium chloride, (chlorine is green, calcium is gray)
Sample of calcium chloride
Називи
IUPAC назив
Калцијум хлорид
Други називи
Неутрални калцијум хлорид; калцијум(II) хлорид, калцијум дихлорид, E509
Идентификација
3Д модел (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
DrugBank
ECHA InfoCard 100.030.115
EC број 233-140-8
Е-бројеви E509 (регулатор киселости, ...)
RTECS EV9800000
UNII
  • InChI=1S/Ca.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2 ДаY
    Кључ: UXVMQQNJUSDDNG-UHFFFAOYSA-L ДаY
  • InChI=1/Ca.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2
    Кључ: UXVMQQNJUSDDNG-NUQVWONBAG
  • Cl[Ca]Cl
  • [Ca+2].[Cl-].[Cl-]
  • монохидрат: Cl[Ca]Cl.O
  • дихидрат: Cl[Ca]Cl.O.O
  • хексахидрат: Cl[Ca]Cl.O.O.O.O.O.O
Својства
CaCl2
Моларна маса 110,98 g·mol−1
Агрегатно стање Бели прах, хигроскопан
Мирис Без мириса
Густина
  • 2,15 g/cm³ (анхидрат)
  • 2,24 g/cm³ (монохидрат)
  • 1,85 g/cm³ (дихидрат)
  • 1,83 g/cm³ (тетрахидрат)
  • 1,71 g/cm³ (хексахидрат)[3]
Тачка топљења 772 °C (1.422 °F; 1.045 K)
анхидрат[7]
260 °C (500 °F; 533 K)
монохидрат, разлаже се
175 °C (347 °F; 448 K)
дихидрат, разлаже се
45,5 °C (113,9 °F; 318,6 K)
тетрахидрат, разлаже се[7]
30 °C (86 °F; 303 K)
хексахидрат, разлаже се[3]
Тачка кључања 1.935 °C (3.515 °F; 2.208 K) анхидрат[3]
анхидрат:
74,5  g/100 mL (20 °C)[4]
Хексахидрат:
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)[3]
102,2 g/100 mL (30.2 °C)
α-Тетрахидрат:
90,8 g/100 mL (20 °C)
114,4 g/100 mL (40 °C)
Дихидрат:
134,5 g/100 mL (60 °C)
152,4 g/100 mL (100 °C)[5]
Растворљивост
Растворљивост у 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)[6]
Растворљивост у метанол
  • 21,8  g/100 g (0 °C)
  • 29,2  g/100 g (20 °C)
  • 38,5  g/100 g (40 °C)[6]
Растворљивост у ацетон 0,1  g/kg (20 °C)[6]
Растворљивост у пиридине 16,6  g/kg[6]
Киселост (pKa)
  • 8–9 (анхидрид)
  • 6,5–8,0 (хексахидрат)
Магнетна сусцептибилност −5,47·10−5 cm³/mol[3]
Индекс рефракције (nD) 1,52
Вискозност
  • 3,34  cP (787 °C)
  • 1,44  cP (967 °C)[6]
Структура
Кристална решетка/структура
Кристалографска група
  • Pnnm, No. 58 (анхидрат)
  • P42/mnm, No. 136 (анхидрат, >217 °C)[8]
  • 2/m 2/m 2/m (анхидрат)
  • 4/m 2/m 2/m (анхидрат, >217 °C)[8]
a = 6,259 Å, b = 6,444 Å, c = 4,17 Å (анхидрат, 17 °C)[8]
α = 90°, β = 90°, γ = 90°
Геометрија молекула Октаедралан (Ca2+, анхидрат)
Термохемија
Специфични топлотни капацитет, C
  • 72,89 J/mol·K (анхидрат)[3]
  • 106,23 J/mol·K (монохидрат)
  • 172,92 J/mol·K (дихидрат)
  • 251,17 J/mol·K (тетрахидрат)
  • 300,7 J/mol·K (хексахидрат)[7]
108,4 J/mol·K[3][7]
  • −795,42 kJ/mol (анхидрат)[3]
  • −1110,98 kJ/mol (монохидрат)
  • −1403,98 kJ/mol (дихидрат)
  • −2009,99 kJ/mol (тетрахидрат)
  • −2608,01 kJ/mol (хексахидрат)[7]
−748,81 kJ/mol[3][7]
Фармакологија
A12AA07 (WHO) B05XA07, G04BA03
Опасности
Главне опасности Иритант
ГХС пиктограми The exclamation-mark pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)[9]
ГХС сигналне речи Упозорење
H319[9]
P305+351+338[9]
NFPA 704
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
1,000-1,400 mg/kg (пацови, орално)[10]
Сродна једињења
Други анјони
Други катјони
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије

Калцијум хлорид (CaCl2) је неорганско, јонско једињење калцијума и хлора. Веома је растворљиво у води. Ово је со, чврста на собној температури. Добија се директно из руде, али се велике количине овога једињења добијају и Солвејевим поступком. Ово је јако хигроскопно једињење. Гради ди, тетра и хексахидрате.

Калцијум хлорид се често среће као хидратисана чврста супстанца са општом формулом CaCl2(H2O)x, где је x = 0, 1, 2, 4 и 6. Ова једињења се углавном користе за одлеђивање и контролу прашине. Будући да је безводна сол хигроскопна, користи се као средство за сушење.[12]

Хемијске особине

[уреди | уреди извор]

Калцијум хлорид може да служи као донор јона калцијума у растворима пошто су многа једињења калцијума нерастворљива у води:

3 CaCl2(aq) + 2 K3PO4 (aq) → Ca3(PO4)2 (s) + 6 KCl (aq)

Из отопљеног CaCl2 се може путем електролизе добити метални калцијум:

CaCl2(l) → Ca(s) + Cl2(g)

Примена

[уреди | уреди извор]

Калцијум хлорид се користи:

  • у медицини као средство при недостатку калцијума
  • за дехидратацију гасова
  • за добијање различитих једињења калцијума
  • за уклањање трагова воде из органских супстанци
  • заједно са натријум хлоридом као средство за спречавање стварања леда на путевима

Припрема

[уреди | уреди извор]
Структура полимерног [Ca(H2O)6]2+ центра у кристалном калцијум хлорид хексахидрату, што илуструје висок координациони број типичан за комплексе калцијума.

У већем делу света калцијум хлорид се добија из кречњака као нуспроизвод Солвејевog поступка, који следи ову нето реакцију:[12]

2 NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2

Северноамеричка потрошња у 2002. години износила је 1.529.000 тона (3,37 милијарди фунти).[13]

У САД се већина калцијум хлорида добија пречишћавањем из слане воде.

Као и код већине ринфузних производа од соли, обично се јављају трагови осталих катјона алкалних метала и земноалкалних метала (групе 1 и 2) и других анјона из халогена (група 17), али концентрације су незнатне. Појава

Појава

[уреди | уреди извор]

Калцијум хлорид се јавља у виду ретких евапоритних минерала сињарита (дихидрат) и антарктицит (хексахидрат).[14][15][16] Још један познати природни хидрат је гијарајит - тетрахидрат.[16][17] Сродни минерали хлорокалцит (калијум калцијум хлорид, KCaCl3) и тахихидрит (калцијум магнезијум хлорид, Ca Mg2Cl6·12H2O) су такође врло ретки.[16][18][19] То важи и за рорисит, CaClF (калцијум хлорид флуорид).[16][20]

Хазарди

[уреди | уреди извор]

Иако није токсичан у малим количинама када је влажан, изразито хигроскопна својства нехидратисане соли представљају извесну опасност. Калцијум хлорид може деловати надражујуће исушивањем влажне коже. Чврсти калцијум хлорид се егзотермно раствара, а опекотине се могу јавити и усној шупљини и једњаку ако се прогутају. Гутање концентрованих раствора или чврстих производа може проузроковати гастроинтестиналну иритацију или стварање чирева.[21]

Конзумација калцијум хлорида може довести до хиперкалцемије.[22]

Види још

[уреди | уреди извор]

Референце

[уреди | уреди извор]
  1. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  2. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  3. ^ а б в г д ђ е ж з Lide, David R., ур. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90th изд.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0. 
  4. ^ „Calcium chloride (anhydrous)”. ICSC. International Programme on Chemical Safety and the European Commission. 
  5. ^ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds (2nd изд.). New York: D. Van Nostrand Company. стр. 196. 
  6. ^ а б в г д ђ Anatolievich, Kiper Ruslan. „Properties of substance: calcium chloride”. chemister.ru. Приступљено 2014-07-07. 
  7. ^ а б в г д ђ Pradyot, Patnaik (2019). Handbook of Inorganic Chemicals. The McGraw-Hill Companies, Inc. стр. 162. ISBN 978-0-07-049439-8. 
  8. ^ а б в г Müller, Ulrich (2006). Inorganic Structural Chemistry. wiley.com (2nd изд.). England: John Wiley & Sons Ltd. стр. 33. ISBN 978-0-470-01864-4. 
  9. ^ а б в Sigma-Aldrich Co. Retrieved on 2014-07-07.
  10. ^ Donald E. Garrett (2004). Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride. Elsevier. стр. 379. ISBN 978-0080472904. Приступљено 29. 08. 2018. „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...)” 
  11. ^ „MSDS of Calcium chloride”. fishersci.ca. Fisher Scientific. Приступљено 2014-07-07. 
  12. ^ а б Kemp, Robert; Keegan, Suzanne E. (2000). „Calcium Chloride”. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-30385-4. doi:10.1002/14356007.a04_547. 
  13. ^ Calcium Chloride SIDS Initial Assessment Profile, UNEP Publications, SIAM 15, Boston, 22–25 October 2002, page 11.
  14. ^ „Sinjarite”. 
  15. ^ „Antarcticite”. 
  16. ^ а б в г List of Minerals
  17. ^ „Ghiaraite”. 
  18. ^ „Chlorocalcite”. 
  19. ^ „Tachyhydrite”. 
  20. ^ „Rorisite”. 
  21. ^ „Product Safety Assessment (PSA): Calcium Chloride”. Dow Chemical Company. 2. 5. 2006. Архивирано из оригинала 17. 9. 2009. г. Приступљено 22. 7. 2008. 
  22. ^ „Calcium Chloride Possible Side Affects”. Архивирано из оригинала 27. 07. 2020. г. Приступљено 01. 05. 2021. 

Литература

[уреди | уреди извор]
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  • Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.

Додатна литература

[уреди | уреди извор]

Спољашње везе

[уреди | уреди извор]
Калцијум хлорид на Викимедијиној остави.
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Калцијум_хлорид&oldid=28366988”