Natriumfluorid
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]
Sicherheitshinweise
Bitte beachten Sie die eingeschränkte Gültigkeit der Gefahrstoffkennzeichnung bei Arzneimitteln
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [4]
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 aus RL 67/548/EWG, Anh. I [4]
Giftig
Giftig
(T)
R- und S-Sätze R: 25-32-36/38
S: (1/2)-22-36-45
MAK

1 mg·m−3[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Natriumfluorid ist ein Natriumsalz der Fluorwasserstoffsäure.

Inhaltsverzeichnis

Vorkommen

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

Gewinnung und Darstellung

Neutralisation von konzentrierter Fluorwasserstoffsäure mit Natronlauge[5]

\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

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

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

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

Natriumfluorid ist giftig. Das Einatmen von Stäuben ist zu vermeiden. Bei der Arbeit mit Natriumfluorid sind Handschuhe zu tragen. Als letal wird eine Menge von 15 mg/kg Körpergewicht angesehen.[6]

Einzelnachweise

  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. a b Eintrag zu CAS-Nr. 7681-49-4 im European chemical Substances Information System ESIS (ergänzender Eintrag)
  5. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 235-6.
  6. Fluorverbindungen in Mundhygieneprodukten

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