Калцијум-флуорид

Из Википедије, слободне енциклопедије
Калцијум-флуорид
Calcium fluoride.jpg
Fluorite-unit-cell-3D-ionic.png
Идентификација
CAS регистарски број 7789-75-5 YesY
PubChem[1][2] 24617
EINECS број 232-188-7
MeSH Calcium+fluoride
RTECS EW1760000
Својства
Молекулска формула CaF2
Моларна маса 78.07 g mol−1
Агрегатно стање Бела кристална супстанца
Густина 3.18 g/cm3
Тачка топљења

1418 °C, 1691 K, 2584 °F

Тачка кључања

2533 °C, 2806 K, 4591 °F

Растворљивост у води 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
Опасност
EU-индекс није на листи
Опасност у току рада Реагује са концентрованом сумпорном киселином и ствара хидратисану флуорна киселина
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
 
Тачка паљења не гори
LD50 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 (25 °C, 100 kPa) материјала

Infobox references

Калцијум-флуорид је неорганско хемијско једињење хемијске формуле CaF2.

Налажење у природи[уреди]

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[уреди]

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[уреди]

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[уреди]

  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. DOI:10.1016/j.drudis.2010.10.003. PMID 20970519.  edit
  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 0-07-049439-8
  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. ^ G. L. Miessler and D. A. Tarr: Inorganic Chemistry 3.izd., Pearson/Prentice Hall, pp. 208, 253, 285, ISBN 0-13-035471-6
  7. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E.: Inorganic Chemistry, Academic Press, San Diego, 2001, ISBN 0-12-352651-5

Спољашње везе[уреди]