Калцијум-флуорид

Калцијум-флуорид
Идентификација
ECHA InfoCard 100.029.262
EC број 232-188-7
MeSH Calcium+fluoride
RTECS EW1760000
Својства
CaF2
Моларна маса 78,07 g·mol−1
Агрегатно стање Бела кристална супстанца
Густина 3,18 g/cm3
Тачка топљења 1.418 °C (2.584 °F; 1.691 K)
Тачка кључања 2.533 °C (4.591 °F; 2.806 K)
0.0015 g/100 mL (18 °C)
0.0016 g/100 mL (20 °C)
Ksp 3.9 x 10-11[3]
Растворљивост у ацетон нерастворан
Индекс рефракције (nD) 1.4328
Структура
Кристална решетка/структура кубична кристална система, cF12[4]
Кристалографска група Fm3m, #225
Геометрија молекула Ca, 8, кубична
F, 4, тетраедар
Опасности
Главне опасности Реагује са концентрованом сумпорном киселином и ствара хидратисану флуорна киселина
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondКод запаљивости 0: Неће горети (нпр. вода)Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gasКод реактивности 0: Нормално стабилан, чак и под стањем изложености ватри; није реактиван с водом (нпр. течни азот)Special hazards (white): no code
0
3
0
Тачка паљења не гори
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
4250 mg/kg (орално, пацови)
Сродна једињења
Други анјони
 клацијум-хлорид
калцијум-бромид
калцијум-јодид
Други катјони
 магнезијум-флуорид
стронцијум-флуорид
баријум-флуорид
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
Референце инфокутије

Калцијум-флуорид је неорганско хемијско једињење хемијске формуле CaF2.

Налажење у природи

Ово је чест минерал у природи, који се понекад јавља у виду кристала утиснутих у кречњак. Тада је или безбојан или обојен због примеса, односно металних оксида, попут плавог флуорита („blue-john“).[5]

Физичка и хемијска својства

Овај нерастворљиви минерал има кубичну структуру где је сваки јон флуора окружен са четири калцијумова јона.[6]. На температури од 1360 °C топи се и прелази у мутну сивкастобелу супстанцу.[5]

Примена

Има вишеструку примену; топитељ је у металургији, у производњи стакла, емајла и глазура, а и главни је извор за добијање флуорових једињења. Такође, обојени варијетети се користе као украсно камење за накит.[5] По подацима из деведесетих, годишње се произведе око 5 милиона тона.[7]

Извори

  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. ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, . . 2002. ISBN 978-0-07-049439-8.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)
  4. ^ X-ray Diffraction Investigations of CaF-2 at High Pressure, L. Gerward, J. S. Olsen, S. Steenstrup, M. Malinowski, S. Åsbrink and A. Waskowska, Journal of Applied Crystallography (1992), 25, 578-581 doi:10.1107/S0021889892004096
  5. ^ а б в Паркес Г. Д., Фил Д. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига, Београд, 1973.
  6. ^ Miessler, G. L.; Tarr, D. A. Inorganic Chemistry (3rd изд.). Pearson/Prentice Hall. стр. 208, 253,285. ISBN 978-0-13-035471-6. 
  7. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E.: Inorganic Chemistry, Academic Press. San Diego, . . 2001. ISBN 978-0-12-352651-9.  Недостаје или је празан параметар |title= (помоћ)

Спољашње везе