Natriumfluorid

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Kristallstruktur
Struktur von Natriumfluorid
__ Na+     __ F
Kristallsystem

kubisch

Raumgruppe

Fm\bar{3}m

Koordinationszahlen

Na[6], F[6]

Allgemeines
Name Natriumfluorid
Andere Namen
  • Fluornatrium
  • Fluorol
Verhältnisformel NaF
CAS-Nummer 7681-49-4
ATC-Code
Kurzbeschreibung

weißer bis grünlicher Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 41,99 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,79 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

993 °C[2]

Siedepunkt

1704 °C[1]

Löslichkeit
  • mäßig in Wasser (42,2 g·l−1 in Wasser bei 20 °C)[1]
  • schlecht in Ethanol[3]
Brechungsindex

1,3252[4]

Sicherheitshinweise
Bitte die eingeschränkte Gültigkeit der Gefahrstoffkennzeichnung bei Arzneimitteln beachten
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [5]
06 – Giftig oder sehr giftig

Gefahr

H- und P-Sätze H: 301​‐​319​‐​315
EUH: 032
P: 305+351+338​‐​302+352​‐​309​‐​310 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [6] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [5]
Giftig
Giftig
(T)
R- und S-Sätze R: 25​‐​32​‐​36/38
S: (1/2)​‐​22​‐​36​‐​45
MAK

1 mg·m−3[1]

Toxikologische Daten
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C
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Natriumfluorid ist ein Natriumsalz der Fluorwasserstoffsäure.

Vorkommen[Bearbeiten]

Natriumfluorid kommt in der Natur in Form des seltenen Minerals Villiaumit vor.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Neutralisation von konzentrierter Fluorwasserstoffsäure mit Natronlauge[8]

\mathrm{HF + \ NaOH \longrightarrow \ NaF + \ H_2O}

Überschüssiger Fluorwasserstoff führt zur Bildung von Natriumhydrogenfluorid:

\mathrm{NaF + \ HF \longrightarrow \ NaHF_2}

Umsetzung von Fluorwasserstoffsäure mit Natriumcarbonat:

\mathrm{2 \ HF + \ Na_2CO_3 \longrightarrow 2 \ NaF + \ H_2O + \ CO_2}

Ausgehend vom Natriumsalz der Hexafluorokieselsäure kann Natriumfluorid durch thermische Zersetzung gewonnen werden.

Eigenschaften[Bearbeiten]

Das farblose Natriumfluorid kristallisiert in der Natriumchloridstruktur und lässt sich zu Einkristallen „züchten“. Es ist durchlässig für Infrarot- und UV-Licht. In Wasser ist es bei allen Temperaturen nur mäßig löslich. Erwärmen steigert die Löslichkeit kaum. In Ethanol löst es sich nicht. In konzentrierter Schwefelsäure setzt es sich zu Natriumsulfat und Fluorwasserstoff um. Infolge teilweise stattfindender Hydrolyse reagiert die wässrige Lösung von Natriumfluorid leicht alkalisch. Natriumfluorid wirkt als Insektizid und ist giftig.

Natriumfluorid bildet mit Natriumchlorid, Natriumcarbonat und Calciumfluorid Schmelzen mit einem Eutektikum, mit Natriumsulfat Schmelzen mit zwei Eutektika. Flüssiges Natriumfluorid leitet den elektrischen Strom, wobei der Widerstand mit steigender Temperatur abnimmt.

Die Standardbildungsenthalpie von Natriumfluorid beträgt ΔHf0 = -575 kJ/mol.[9]

Reaktionsverhalten[Bearbeiten]

Natriumfluorid und Schwefelsäure reagieren zu Natriumsulfat und Fluorwasserstoff.

\mathrm{2 \ NaF + \ H_2SO_4 \longrightarrow \ Na_2SO_4 + 2 \ HF}

Die hohe Toxizität von NaF im Vergleich zu anderen Natriumhalogeniden (z.B. Natriumchlorid) ist in der Wirkung des Fluoridanions als starke Lewis-Base begründet. Das Fluorid bindet an alle eisenhaltigen Enzyme und blockiert sie somit.

Verwendung[Bearbeiten]

Natriumfluorid wird als Holzschutzmittel und zum Konservieren von Klebstoffen verwendet. Bei der elektrolytischen Gewinnung von Aluminium dient es als Flussmittel, in der Metallurgie als Schlackenzusatz für Metallschmelzen.
Weitere Anwendungen:

  • Trübungs- und Flussmittel in der Glasherstellung
  • Zur Reinigung anderer Fluoride durch Bindung von überschüssigem Fluorwasserstoff
  • Fluorierungsmittel in der Organischen Chemie.
  • Einkristalle dienen in der Instrumentellen Analytik als Filter, Linsen und Prismen
  • In der Photometrie als Maskierungsmittel für Eisenionen
  • Fluoridierung von Trinkwasser, Speisesalz, Zahncreme usw., Fluortabletten
  • Reinigung von Uranhexafluorid bei der Wiederaufarbeitung
  • Als Phosphataseinhibitor in der Molekularbiologie
  • Mit dem Zyklotronprodukt Fluor-18 als Radiopharmakon für die Skelettszintigraphie mittels Positronen-Emissions-Tomographie (oder in den 1970er Jahren auch mittels rektilinearem Scanner und Ultra-Hochenergiekollimator).

Vorsichtsmaßnahmen[Bearbeiten]

Natriumfluorid ist giftig. Das Einatmen von Stäuben ist zu vermeiden. Bei der Arbeit mit Natriumfluorid sind Handschuhe zu tragen. Als letal wird grundsätzlich eine Menge von 5–10 g für einen 70 kg schweren Menschen angesehen.[10]Allerdings wurden Todesfälle bereits ab einer Dosis von 15 mg/kg beobachtet, was bei einem 70 kg schweren Menschen einer Menge an Natriumfluorid von 1,05 g entspricht.[11]Aus diesen Gründen wird bereits eine Menge von 5 mg/kg als kritische Schwelle angesehen, da bereits ab diesem Punkt ernste lebensbedrohliche Vergiftungserscheinungen auftreten können, die eine sofortige Notbehandlung benötigen. [12]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f Eintrag zu Natriumfluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 18.12.2007 (JavaScript erforderlich)
  2. H. Kojima, S. G. Whiteway, C. R. Masson: Melting points of inorganic fluorides. In: Canadian Journal of Chemistry. 1968, 46, 18, S. 2968–2971, doi:10.1139/v68-494,
  3. Roempp Online – Version 3.5, 2009, Georg Thieme Verlag, Stuttgart.
  4. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-247.
  5. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7681-49-4 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  6. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  7. a b c B. Martel, K. Cassidy: Chemical Risk Analysis: A Practical Handbook. Butterworth–Heinemann, 2004, ISBN 1-903-99665-1, S. 363.
  8. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 235-6.
  9. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.
  10. Fluorverbindungen in Mundhygieneprodukten (PDF; 332 kB)
  11. Fluorverbindungen in Mundhygieneprodukten (PDF; 332 kB)
  12. Fluorverbindungen in Mundhygieneprodukten (PDF; 332 kB)