Natriumfluorid

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Kristallstruktur
Struktur von Natriumfluorid
__ Na+     __ F
Kristallsystem

kubisch

Raumgruppe

Fm3m (Nr. 225)

Koordinationszahlen

Na[6], F[6]

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

farb- und geruchloser Feststoff[1]

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

fest

Dichte

2,78 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

993 °C[2]

Siedepunkt

1704 °C[1]

Löslichkeit
  • mäßig in Wasser (42,2 g·l−1 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], ggf. erweitert[1]
06 – Giftig oder sehr giftig

Gefahr

H- und P-Sätze H: 301​‐​315​‐​319
EUH: 032
P: 302+352​‐​305+351+338​‐​308+310 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [6] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [7]
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
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−575 kJ/mol[9]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Natriumfluorid ist ein Natriumsalz der Fluorwasserstoffsäure (Flusssäure).

Vorkommen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Neutralisation von konzentrierter Fluorwasserstoffsäure mit Natronlauge[10]

Überschüssiger Fluorwasserstoff führt zur Bildung von Natriumhydrogenfluorid:

Umsetzung von Fluorwasserstoffsäure mit Natriumcarbonat:

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

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext 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.

Reaktionsverhalten[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Natriumfluorid und Schwefelsäure reagieren zu Natriumsulfat und Fluorwasserstoff.

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.

Die Fluoridionen blockieren den Calcium- und Magnesiumstoffwechsel und hemmen wichtige Enzyme. Dies führt zu akut bedrohlichen Stoffwechselstörungen, die unter multiplem Organversagen tödlich verlaufen können.

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext 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:

Vorsichtsmaßnahmen[Bearbeiten | Quelltext 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.[11] 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.[11]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f g Eintrag zu Natriumfluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016 (JavaScript erforderlich).
  2. H. Kojima, S. G. Whiteway, C. R. Masson: Melting points of inorganic fluorides. In: Canadian Journal of Chemistry. 46 (18), 1968, S. 2968–2971, doi:10.1139/v68-494.
  3. Eintrag zu Natriumfluoride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 25. Dezember 2014.
  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. Eintrag zu Sodium fluoride im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  6. Für Stoffe ist seit dem 1. Dezember 2012, für Gemische seit dem 1. Juni 2015 nur noch die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung gültig. Die EU-Gefahrstoffkennzeichnung ist daher nur noch auf Gebinden zulässig, welche vor diesen Daten in Verkehr gebracht wurden.
  7. Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7681-49-4 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  8. a b c B. Martel, K. Cassidy: Chemical Risk Analysis: A Practical Handbook. Butterworth–Heinemann, 2004, ISBN 1-903-99665-1, S. 363.
  9. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  10. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 235-236.
  11. a b c d Fluorverbindungen in Mundhygieneprodukten (PDF; 332 kB)
  12. Zusatzstoffe verschiedener Blutentnahmeröhrchen (englisch).

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

 Commons: Natriumfluorid – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien