Как составить формулу соли хлорид кальция

Определение и формула

Хлорид кальция

Это неорганическое химическое соединение, относящееся к классу солей. Название по другой номенклатуре – хлористый кальций.

Химическая формула

CaCl₂

Cтруктурная схема

Получение химического соединения

Хлорид кальция в свободном виде в природе не встречается. Его синтезируют химическими путями.

Естественные источники получения

В природе хлористый кальций встречается исключительно в виде кристаллогидрата с химической формулой СаСl₂ · 6Н₂O. Под воздействием высоких температур при нагревании свыше 29,8°C кристаллогидрат теряет молекулы воды.

Искусственные источники получения

В лабораторных условиях хлористый кальций синтезируют при взаимодействии гидроксида кальция с хлоридом аммония.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2NH₃↑ + CaCl₂ + 2H₂O

Рассмотренная химическая реакция лежит в основе промышленного производства соды. Второй продукт взаимодействия – аммиак, в качестве побочного продукта выделяется вода.

Альтернативный способ – обработка кальцийсодержащего сырья (кристаллического карбоната кальция) соляной кислотой.

СаСО₃ + 2HCl → CaCl₂ + СО₂↑ + Н₂О

Свойства хлористого кальция

Физические свойства

Хлористый кальций – это твердое вещество белого цвета. Кристаллы, имеющие кубическую форму, обладают высокой гигроскопичностью и быстро поглощают влагу из окружающего воздуха. Хорошо растворим в низших спиртах и органических растворителях (ацетоне).
Прочие физические свойства:

Химические свойства

Хлорид кальция проявляет все типичные свойства солей.

Применение хлористого кальция

Хлористый кальций активно применяется в медицине, промышленности, пищевом производстве. Вещество используют:
• как сырье для получения кальция;
• как наполнитель для осушающих конструкций в форме трубок (при изоляции водяных паров и осушении газообразных веществ);
• на газораспределительных станциях;
• для быстрого схватывания цемента;
• как средство от гололеда;
• для регулирования жесткости воды при производстве напитков;
• в качестве консерванта;
• в качестве отвердителя в пищевых продуктах (безопасная для здоровья добавка E509);
• для смягчения мяса;
• в качестве лекарственного средства для восполнения дефицита кальция в организме;
• в медицине для лечения проявлений аллергии, при токсических отравлениях, гепатите, для укрепления стенок сосудов, улучшения работы сердца.

Тест по теме «Хлорид кальция»

Хлорид кальция
Общие
Систематическое наименование	Хлорид кальция
Традиционные названия	Хлорид кальция, хлористый кальций
Хим. формула	CaCl2
Рац. формула	CaCl2
Физические свойства
Молярная масса	111,08 г/моль
Плотность	2,15 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	772 °C
• кипения	1935 °C
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты	8—9
Растворимость
• в воде	74,5 г/100 мл
Структура
Координационная геометрия	Октаэдральная
Классификация
Рег. номер CAS	10043-52-4
PubChem	5284359
Рег. номер EINECS	233-140-8
SMILES	[Cl-].[Cl-].[Ca+2]
InChI	InChI=1S/Ca.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2 UXVMQQNJUSDDNG-UHFFFAOYSA-L
Кодекс Алиментариус	E509
RTECS	EV9800000
ChEBI	3312
ChemSpider	23237
Безопасность
ЛД50	1,5-3,6 г/кг (крысы, перорально)
Токсичность	ПДК 2 мг/м³
Фразы риска (R)	R36
Фразы безопасности (S)	S22, S24
Краткие характер. опасности (H)	H319
Меры предостор. (P)	P280, P264, P305+P351+P338, P337+P313
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 2 1
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Хлори́д ка́льция, CaCl₂ — химическое неорганическое вещество; кальциевая соль соляной кислоты. Неядовит, зарегистрирован в качестве пищевой добавки E509.

Белые кристаллы плотностью 2,15 г/см³, температура плавления — 772 °C. Обладает высокими гигроскопическими свойствами. Растворимость (г на 100 г H₂O): 74 (20 °C) и 159 (100 °C). Водные растворы хлорида кальция замерзают при низких температурах (20%-й — при -18,57 °C, 30%-й — при -48 °C).

CaCl₂ образует гидрат CaCl₂·6H₂O, устойчивый до 29,8 °C; при более высоких температурах из насыщенного раствора выпадают кристаллогидраты с 4, 2 и 1 молекулами H₂O. При смешении CaCl₂*6H₂O (58,8 %) со снегом или льдом (41,2 %) температура понижается до —55 °C (криогидратная точка).

Производство[править | править код]

Природный минерал гексагидрата хлорида кальция, ставший известным как антарктицит^[en], был впервые обнаружен на дне солёного озера Дон-Жуан на Земле Виктории в Антарктиде.

Получают как побочный продукт в производстве соды (в процессе рекуперации аммиака):

.

Во многих частях света хлорид кальция получается как побочный продукт из известняка по методу Сольве со следующей реакцией:^[1]

2 NaCl + CaCO₃ → Na₂CO₃ + CaCl₂

Потребление в Северной Америке в 2002 году составляло 1529000 тонн.^[2]

Как и в других солях, в хлориде кальция могут встречаться следовые количества других катионов щелочных и редкоземельных металлов групп 1 и 2, а также анионов других галогенов 17 группы таблицы химических элементов.

Применение[править | править код]

В химической лаборатории хлорид кальция применяется в качестве наполнителя для осушающих трубок^[en], также называемых хлоркальциевыми, предназначенных для изоляции веществ в сосуде от водяных паров атмосферы и для осушки газов. В первом случае такая трубка прямая или согнута под углом 90 градусов и имеет один шарообразный участок, во втором она согнута в виде буквы U и имеет два шарообразных участка^[3].

Хлорид кальция также применяют для получения металлического кальция, для осушки и понижения точки росы технологического и импульсного газа:

• на газораспределительных станциях, компрессорных станциях магистральных газопроводов;
• на автогазонаполнительных компрессорных станциях;
• на объектах газодобычи при подготовке газа к транспортировке.

Кроме того, он применяется в следующих областях:

• в смягчении говядины и баранины (снижение затрат на заморозку, хранение и погрузку);
• в консервировании овощей и фруктов (хранение яблок с пропиткой 8 % раствором)^[4]
• как ускоритель схватывания цемента;
• как противогололёдное средство;
• как отвердитель в продуктах питания (загуститель для получения низкокалорийных желе);
• в молочной промышленности при производстве ферментированных молочных продуктов, и играет большую роль в формировании сгустка. Добавление хлористого кальция ведёт к увеличению выхода конечного продукта, а также улучшает его свойства;
• в медицине;
• в регулировании жёсткости воды при производстве слабоалкогольных и безалкогольных напитков;
• в изготовлении хлеба (консервант);
• при транспортировке замороженных грузов морем — для избежания замерзания воды в дренажной системе;
• для приготовления жидкости глушения при проведении ремонта на нефтяных и газовых скважинах.
• замораживание грунтов хлористым кальцием ^[5]

Обеспыливание грунтовых дорог[править | править код]

Второе по массовости применение хлорида кальция использует гигроскопичность (стремление захватывать влагу) этого соединения, в результате чего образуется липкий гидрат. Концентрированный раствор делает поверхность грунтовой дороги немного влажной и предотвращает образование пыли. Удержанные в гидрате мелкие частички образуют липкий слой. Если бы этого не происходило, частички бы разлетались, приводя к смещению более крупных частиц и постепенному разрушению дороги. Использование хлорида кальция снижает необходимость в разравнивании дороги на 50% и на 80% снижает образование ям, которые необходимо заделывать.^[6]

Возможная опасность[править | править код]

В малых количествах и при этом насыщенный влагой хлорид кальция не является токсичным материалом. Однако сухой хлорид кальция крайне гигроскопичен, что может являться источником опасности, поскольку при попадании на кожу интенсивно сушит и раздражает её. При растворении твёрдого хлорида кальция выделяется энергия, поэтому при употреблении внутрь этот экзотермический процесс может приводить к ожогам полости рта и внутренних органов. Употребление внутрь концентрированного раствора приводит к нарушению пищеварения и поражению внутренних органов.^[7]

Употребление хлорида кальция может привести к гиперкальциемии.^[8]

Примечания[править | править код]

Физические свойства

Хлорид кальция CaCl₂ — соль щелочноземельного металла кальция и хлороводородной кислоты. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). 

Относительная молекулярная масса M_r = 110,98; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,51; t_пл = 782º C; t_кип = 1960º C;

Способ получения 

1. Хлорид кальция можно получить путем взаимодействия кальция и хлора:

Ca + Cl₂ = CaCl₂

2. В результате взаимодействия карбоната кальция и соляной кислоты образуется хлорид кальция, углекислый газ и вода:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

Качественная реакция

Качественная реакция на хлорид кальция — взаимодействие его с нитратом серебра, в результате реакции происходит образование белого творожного осадка:

1. При взаимодействии с нитратом серебра, хлорид кальция образует нитрат кальция и осадок хлорид серебра:

CaCl₂ + 2AgNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2AgCl↓

Химические свойства

1. Хлорид кальция реагирует с простыми веществами:

1.1. В результате реакции между хлоридом кальция и водородом при 600 — 700º С и катализаторах Pt, Fe, Ni образуется гидрид кальция и соляная кислота:

CaCl₂ + H₂ = CaH₂ + 2HCl

1.2. Хлорид кальция взаимодействует с алюминием при 600 — 700º С и образует на выходе кальций и хлорид  алюминия:

3CaCl₂ + 2Al = 3Ca + 2AlCl₃

2. Хлорид кальция вступает в реакцию со многими сложными веществами:

2.1. Хлорид кальция вступает в реакции с основаниями:

2.1.1. Хлорид кальция взаимодействует с концентрированным раствором гидроксида натрия. При этом образуются гидроксид кальция и хлорид натрия:

CaCl₂ + 2NaOH = Ca(OH)₂↓ + 2NaCl

2.2. Хлорид кальция реагирует с кислотами:

2.2.1. Твердый хлорид кальция реагирует с концентрированной серной кислотой при кипении, образуя сульфат кальция и газ хлороводород:

CaCl₂ + H₂SO₄ = CaSO₄↓ + 2HCl↑

2.3. Хлорид кальция вступает в взаимодействие с солями:

2.3.1. В результате реакции между хлоридом кальция и карбонатом натрия образуется карбонат кальция и хлорид натрия:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

2.3.2. Хлорид кальция реагирует с фторидом аммония и образует фторид кальция и хлорид аммония:

CaCl₂ + 2NH₄F = CaF₂↓ + 2NH₄Cl

2.3.3. Хлорид кальция может реагировать с сульфатом калия при 800º С с образованием сульфата кальция и хлорида калия:

CaCl₂ + K₂SO₄ = CaSO₄ + 2KCl 

From Wikipedia, the free encyclopedia

Calcium chloride

Names
IUPAC name Calcium chloride
Other names Neutral calcium chloride; calcium(II) chloride, calcium dichloride (1:2), E509
Identifiers
CAS Number	10043-52-4  22691-02-7 (monohydrate)  10035-04-8 (dihydrate)  25094-02-4 (tetrahydrate)  7774-34-7 (hexahydrate)
3D model (JSmol)	Interactive image Interactive image monohydrate: Interactive image dihydrate: Interactive image hexahydrate: Interactive image
ChEBI	CHEBI:3312
ChEMBL	ChEMBL1200668
ChemSpider	23237
DrugBank	DB01164
ECHA InfoCard	100.030.115
EC Number	233-140-8
E number	E509 (acidity regulators, …)
PubChem CID	24854
RTECS number	EV9800000
UNII	OFM21057LP  LEV48803S9 (monohydrate)  M4I0D6VV5M (dihydrate)  1D898P42YW (hexahydrate)
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5020235
InChI InChI=1S/Ca.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2  Key: UXVMQQNJUSDDNG-UHFFFAOYSA-L  InChI=1/Ca.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2 Key: UXVMQQNJUSDDNG-NUQVWONBAG
SMILES Cl[Ca]Cl [Ca+2].[Cl-].[Cl-] monohydrate: Cl[Ca]Cl.O dihydrate: Cl[Ca]Cl.O.O hexahydrate: Cl[Ca]Cl.O.O.O.O.O.O
Properties
Chemical formula	CaCl2
Molar mass	110.98 g·mol−1
Appearance	White hygroscopic powder
Odor	Odorless
Density	2.15 g/cm3 (anhydrous) 2.24 g/cm3 (monohydrate) 1.85 g/cm3 (dihydrate) 1.83 g/cm3 (tetrahydrate) 1.71 g/cm3 (hexahydrate)[1]
Melting point	772–775 °C (1,422–1,427 °F; 1,045–1,048 K) anhydrous[5] 260 °C (500 °F; 533 K) monohydrate, decomposes 175 °C (347 °F; 448 K) dihydrate, decomposes 45.5 °C (113.9 °F; 318.6 K) tetrahydrate, decomposes[5] 30 °C (86 °F; 303 K) hexahydrate, decomposes[1]
Boiling point	1,935 °C (3,515 °F; 2,208 K) anhydrous[1]
Solubility in water	Anhydrous: 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]
Solubility	Soluble in acetic acid, alcohols Insoluble in liquid ammonia, dimethyl sulfoxide (DMSO), ethyl acetate[4]
Solubility in ethanol	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]
Solubility in methanol	21.8 g/100 g (0 °C) 29.2 g/100 g (20 °C) 38.5 g/100 g (40 °C)[4]
Solubility in acetone	0.1 g/kg (20 °C)[4]
Solubility in pyridine	16.6 g/kg[4]
Acidity (pKa)	8–9 (anhydrous) 6.5–8.0 (hexahydrate)
Magnetic susceptibility (χ)	−5.47·10−5 cm3/mol[1]
Refractive index (nD)	1.52
Viscosity	3.34 cP (787 °C) 1.44 cP (967 °C)[4]
Structure
Crystal structure	Orthorhombic (rutile, anhydrous), oP6 Tetragonal (anhydrous, > 217 °C), oP6[6] Trigonal (hexahydrate)
Space group	Pnnm, No. 58 (anhydrous) P42/mnm, No. 136 (anhydrous, >217 °C)[6]
Point group	2/m 2/m 2/m (anhydrous) 4/m 2/m 2/m (anhydrous, >217 °C)[6]
Lattice constant	a = 6.259 Å, b = 6.444 Å, c = 4.17 Å (anhydrous, 17 °C)[6] α = 90°, β = 90°, γ = 90°
Coordination geometry	Octahedral at Ca2+ centres (anhydrous)
Thermochemistry
Heat capacity (C)	72.89 J/(mol·K) (anhydrous)[1] 106.23 J/(mol·K) (monohydrate) 172.92 J/(mol·K) (dihydrate) 251.17 J/(mol·K) (tetrahydrate) 300.7 J/(mol·K) (hexahydrate)[5]
Std molar entropy (S⦵298)	108.4 J/(mol·K)[1][5]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−795.42 kJ/mol (anhydrous)[1] −1110.98 kJ/mol (monohydrate) −1403.98 kJ/mol (dihydrate) −2009.99 kJ/mol (tetrahydrate) −2608.01 kJ/mol (hexahydrate)[5]
Gibbs free energy (ΔfG⦵)	−748.81 kJ/mol[1][5]
Pharmacology
ATC code	A12AA07 (WHO) B05XA07 (WHO), G04BA03 (WHO)
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Irritant
GHS labelling:
Pictograms	[7]
Signal word	Warning
Hazard statements	H319[7]
Precautionary statements	P305+P351+P338[7]
NFPA 704 (fire diamond)	[9] 2 0 1
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	1,000-1,400 mg/kg (rats, oral)[8]
Related compounds
Other anions	Calcium fluoride Calcium bromide Calcium iodide
Other cations	Beryllium chloride Magnesium chloride Strontium chloride Barium chloride Radium chloride
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Calcium chloride is an inorganic compound, a salt with the chemical formula CaCl₂. It is a white crystalline solid at room temperature, and it is highly soluble in water. It can be created by neutralising hydrochloric acid with calcium hydroxide.

Calcium chloride is commonly encountered as a hydrated solid with generic formula CaCl₂·nH₂O, where n = 0, 1, 2, 4, and 6. These compounds are mainly used for de-icing and dust control. Because the anhydrous salt is hydroscopic and deliquescent, it is used as a desiccant.^[10]

Uses[edit]

De-icing and freezing-point depression[edit]

By depressing the freezing point of water, calcium chloride is used to prevent ice formation and is used to de-ice. This application consumes the greatest amount of calcium chloride. Calcium chloride is relatively harmless to plants and soil. As a deicing agent, it is much more effective at lower temperatures than sodium chloride. When distributed for this use, it usually takes the form of small, white spheres a few millimeters in diameter, called prills. Solutions of calcium chloride can prevent freezing at temperatures as low as −52 °C (−62 °F), making it ideal for filling agricultural implement tires as a liquid ballast, aiding traction in cold climates.^[11]

It is also used in domestic and industrial chemical air dehumidifiers.^[12]

Road surfacing[edit]

The second largest application of calcium chloride exploits its hygroscopic nature and the tackiness of its hydrates; calcium chloride is highly hygroscopic and its hydration is an exothermic process. A concentrated solution keeps a liquid layer on the surface of dirt roads, which suppresses the formation of dust. It keeps the finer dust particles on the road, providing a cushioning layer. If these are allowed to blow away, the large aggregate begins to shift around and the road breaks down. Using calcium chloride reduces the need for grading by as much as 50% and the need for fill-in materials as much as 80%.^[13]

Food[edit]

The average intake of calcium chloride as food additives has been estimated to be 160–345 mg/day.^[14] Calcium chloride is permitted as a food additive in the European Union for use as a sequestrant and firming agent with the E number E509. It is considered as generally recognized as safe (GRAS) by the U.S. Food and Drug Administration.^[15] Its use in organic crop production is generally prohibited under the US National Organic Program.^[16]

As a firming agent, calcium chloride is used in canned vegetables, in firming soybean curds into tofu and in producing a caviar substitute from vegetable or fruit juices.^[17] It is commonly used as an electrolyte in sports drinks and other beverages, including bottled water. The extremely salty taste of calcium chloride is used to flavor pickles without increasing the food’s sodium content. Calcium chloride’s freezing-point depression properties are used to slow the freezing of the caramel in caramel-filled chocolate bars. Also, it is frequently added to sliced apples to maintain texture.

In brewing beer, calcium chloride is sometimes used to correct mineral deficiencies in the brewing water. It affects flavor and chemical reactions during the brewing process, and can also affect yeast function during fermentation.

In cheesemaking, calcium chloride is sometimes added to processed (pasteurized/homogenized) milk to restore the natural balance between calcium and protein in casein. It is added before the coagulant.

Calcium chloride is used to prevent cork spot and bitter pit on apples by spraying on the tree during the late growing season.^[18]

Laboratory and related drying operations[edit]

Drying tubes are frequently packed with calcium chloride. Kelp is dried with calcium chloride for use in producing sodium carbonate. Anhydrous calcium chloride has been approved by the FDA as a packaging aid to ensure dryness (CPG 7117.02).^[19]

The hydrated salt can be dried for re-use but will dissolve in its own water of hydration if heated quickly and form a hard amalgamated solid when cooled.

Other applications[edit]

Calcium chloride is used in concrete mixes to accelerate the initial setting, but chloride ions lead to corrosion of steel rebar, so it should not be used in reinforced concrete.^[20] The anhydrous form of calcium chloride may also be used for this purpose and can provide a measure of the moisture in concrete.^[21]

Calcium chloride is included as an additive in plastics and in fire extinguishers, in blast furnaces as an additive to control scaffolding (clumping and adhesion of materials that prevent the furnace charge from descending), and in fabric softener as a thinner.

The exothermic dissolution of calcium chloride is used in self-heating cans and heating pads.

In the oil industry, calcium chloride is used to increase the density of solids-free brines. It is also used to provide inhibition of swelling clays in the water phase of invert emulsion drilling fluids.

CaCl₂ acts as flux material, decreasing the melting point, in the Davy process for the industrial production of sodium metal through the electrolysis of molten NaCl.

Calcium chloride is also used in the production of activated charcoal.

Calcium chloride can be used to precipitate fluoride ions from water as insoluble CaF₂.

Calcium chloride is also an ingredient used in ceramic slipware. It suspends clay particles so that they float within the solution, making it easier to use in a variety of slipcasting techniques.

Calcium chloride dihydrate (20 percent by weight) dissolved in ethanol (95 percent ABV) has been used as a sterilant for male animals. The solution is injected into the testes of the animal. Within one month, necrosis of testicular tissue results in sterilization.^[22][23]

Cocaine producers in Colombia import tons of calcium chloride to recover solvents that are on the INCB Red List and are more tightly controlled.^[24]

Metal reduction flux[edit]

Similarly, CaCl₂ is used as a flux and electrolyte in the FFC Cambridge electrolysis process for titanium production, where it ensures the proper exchange of calcium and oxygen ions between the electrodes.

Hazards[edit]

Although non-toxic in small quantities when wet, the strongly hygroscopic properties of the non-hydrated salt present some hazards. Calcium chloride can act as an irritant by desiccating moist skin. Solid calcium chloride dissolves exothermically, and burns can result in the mouth and esophagus if it is ingested. Ingestion of concentrated solutions or solid products may cause gastrointestinal irritation or ulceration.^[25]

Consumption of calcium chloride can lead to hypercalcemia.^[26]

Properties[edit]

Calcium chloride dissolves in water, producing chloride and the aquo complex [Ca(H₂O)₆]²⁺. In this way, these solutions are sources of “free” calcium and free chloride ions. This description is illustrated by the fact that these solutions react with phosphate sources to give a solid precipitate of calcium phosphate:

3 CaCl₂ + 2 PO3−4 → Ca₃(PO₄)₂ + 6 Cl⁻

Calcium chloride has a very high enthalpy change of solution, indicated by considerable temperature rise accompanying dissolution of the anhydrous salt in water. This property is the basis for its largest-scale application.

Molten calcium chloride can be electrolysed to give calcium metal and chlorine gas:

CaCl₂ → Ca + Cl₂

Preparation[edit]

In much of the world, calcium chloride is derived from limestone as a by-product of the Solvay process, which follows the net reaction below:^[10]

2 NaCl + CaCO₃ → Na₂CO₃ + CaCl₂

North American consumption in 2002 was 1,529,000 tonnes (3.37 billion pounds).^[27] In the US, most of calcium chloride is obtained by purification from brine. As with most bulk commodity salt products, trace amounts of other cations from the alkali metals and alkaline earth metals (groups 1 and 2) and other anions from the halogens (group 17) typically occur.^[10]

Occurrence[edit]

Calcium chloride occurs as the rare evaporite minerals sinjarite (dihydrate) and antarcticite (hexahydrate).^[28][29][30] Another natural hydrate known is ghiaraite – a tetrahydrate.^[31][30] The related minerals chlorocalcite (potassium calcium chloride, KCaCl₃) and tachyhydrite (calcium magnesium chloride, CaMg₂Cl₆·12H₂O) are also very rare.^[32][33][30] So is true for rorisite, CaClF (calcium chloride fluoride).^[34][30]

See also[edit]

• Calcium(I) chloride
• Calcium chloride transformation
• Magnesium chloride

References[edit]

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

External links[edit]

• International Chemical Safety Card 1184
• Product and Application Information (Formerly Dow Chemical Calcium Chloride division)
• Report on steel corrosion by chloride including CaCl₂ Archived 16 June 2011 at the Wayback Machine
• Collection of calcium chloride reports and articles
• Calcium chloride, Anhydrous MSDS
• Difusivity of calcium chloride
• Centers for Disease Control and Prevention, National Institutes of Occupational Safety and Health, “Calcium Chloride (anhydrous)”