Фторид натрия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Фторид натрия
Фторид натрия
Общие
Хим. формула NaF
Физические свойства
Состояние бесцветный твердый порошок без запаха
Молярная масса 41,988713 г/моль
Плотность 2,558 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 993 °C
Т. кип. 1695 °C
Т. всп. негорюч °C
Мол. теплоёмк. 46,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования -576,6 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде 4,13 г/100 мл
Растворимость в остальных веществах растворим в HF, нерастворим в этаноле
Классификация
Рег. номер CAS [http://www.chemnet.com/cas/supplier.cgi?exact=dict&terms=7681-49-4 7681-49-4 7681-49-4 7681-49-4]
PubChem 5235
SMILES
Рег. номер EC 231-667-8
RTECS WB0350000
ChemSpider 5045
Безопасность
ЛД50 (орально: крысы, мыши, кролики) 52–200 мг/кг
Токсичность
NFPA 704.svg

Hazard T.svg

Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Фторид натрия — неорганическое бинарное соединение с химической формулой NaF. Белое кристаллическое вещество.

Физические свойства[править | править вики-текст]

Фторид натрия — бесцветные кристаллы с кубической решеткой (a = 0,46344 нм, пространственная группа Fm3m, Z=4). Растворим в воде, безводном HF. Кристаллогидратов не образует.

Получение[править | править вики-текст]

В природе существует в виде относительно редкого минерала виллиомита: карминово-красные, темно-вишневые, изредка бесцветные кристаллы, содержит NaF с незначительными примесями, месторождения в Северной Америке, Африке, Кольский полуостров.

Так же NaF встречается в магматических породах, входит в состав в нефелинового сиенита.

В промышленности фторид натрия получают щелочным гидролизом гексафторсиликатов:

~\mathsf{Na_2SiF_6+4NaOH \longrightarrow 6NaF+SiO_2+2H_2O}

при избытке щелочи

~\mathsf{Na_2SiF_6+8NaOH \longrightarrow 6NaF+Na_4SiO_4+4H_2O}

Мировое производство фторида натрия оценивается в ~10 тыс. т.

Непосредственным взаимодействием щелочи и кислоты:

~\mathsf{NaOH+HF \longrightarrow NaF+H_2O}

Чисто теоретический интерес представляет реакция получения фторида натрия из элементов:

~\mathsf{2Na+F_2 \longrightarrow 2NaF}

реакция протекает очень бурно.

Плавиковая кислота разрушает соли более слабых кислот:

~\mathsf{Na_2CO_3+2HF \longrightarrow 2NaF+CO_2\uparrow+H_2O}

Также гидроксид натрия может разрушать соли летучих оснований:

~\mathsf{NaOH+NH_4F \longrightarrow NaF+NH_3\uparrow+H_2O}

Разложение дифторгидрата натрия при температуре ~350 °C:

~\mathsf{Na(HF_2) \xrightarrow{270-400^oC} NaF+HF}

Нагрев до температуры 1100 °C гептафторониобата калия с натрием:

~\mathsf{K_2[NbF_7]+5Na \xrightarrow{1100^oC} Nb+2KF+5NaF}

позволяет получить чистый ниобий, фторид калия и фторид натрия.

Химические свойства[править | править вики-текст]

В растворах фторид натрия подвергается гидролизу по аниону:

~\mathsf{NaF+4H_2O \xrightarrow{} [Na(H_2O)_4]^++F^-}
~\mathsf{F^-+H_2O \rightleftarrows HF+OH^-}

Степень гидролиза невелика, так как константа последней реакции pK = 10,8.

Присоединяет HF с образованием дифторгидрата натрия:

~\mathsf{NaF+HF \xrightarrow{} Na(HF_2)}

При избытке HF образуются высшие гидрофториды натрия:

~\mathsf{NaF+nHF \xrightarrow{} Na[F(HF)_n]\downarrow}

известны соединения для n = 1÷4.

Сильные нелетучие кислоты разрушают фторид натрия:

~\mathsf{2NaF + H_2SO_4 \xrightarrow{>100^oC} Na_2SO_4 + 2HF\uparrow}

Насыщенная гидроокись лития благодаря плохой растворимости фторида лития разрушает фторид натрия:

~\mathsf{NaF + LiOH \xrightarrow{} NaOH + LiF\downarrow}

Образовывает гексафторсиликаты и гексафторалюминаты:

~\mathsf{2NaF + H_2[SiF_6] \xrightarrow{} Na_2[SiF_6]\downarrow + 2HF}
~\mathsf{3NaF + AlF_3 \xrightarrow{} Na_3[AlF_6]\downarrow}

Расплав фторида натрия является электролитом, следовательно его можно разложить электролизом на элементы:

~\mathsf{2NaF \xrightarrow{\ e^- } 2Na\downarrow + F_2\uparrow}

Использование[править | править вики-текст]

Таблетки, содержащие фторид натрия

Фторид натрия и образующийся из него фторапатит используются для укрепления зубной эмали, которая и сама содержит фторапатит[1][2]. Кроме добавления фтора в зубные пасты, производится фторирование питьевой воды. Зубная паста часто содержит фторид натрия, который необходим для предотвращения кариеса[3]. Кроме того, фторид натрия используется как моющее средство. Используется в различных отраслях химической промышленности — при синтезе и в металлургии. Фторид натрия является реагентом при синтезе фреонов.

Натрия фторид используется для сохранения образцов тканей в биохимии и лекарственных тестирований; ионы фтора останавливают гликолиз. Натрия фторид часто используется вместе с иодуксусной кислотой, которая ингибирует создание фермента альдолазы.

Натрия фторид используют как компонент составов для очистки и алитирования металлов, флюсов для сварки, пайки и переплавки металлов, стекол, эмалей, керамики, огнеупоров, как компонент кислотоупорного цемента, термостойких смазок, составов для травления стекол, твердых электролитов, как консервант древесины, инсектицид, сорбент для поглощения UF6 из газовых потоков, реагент при получении фторуглеводородов, как компонент специальных сортов бумаги, как ингибитор брожения, компонент огнезащитных составов и средств пожаротушения.

Опасность применения[править | править вики-текст]

Натрия фторид классифицируется как токсичное вещество при ингаляции (например, через пыль) или при приеме пищи. Как было показано, при достаточно высоких дозах влияет на сердечно-сосудистую систему; смертельная доза для человека при весе 70 кг оценивается в 5—10 г. В больших дозах, когда нужно использовать фторид натрия для лечения остеопороза, может вызвать боль в ногах и перепады в артериальном давлении, когда дозы слишком высоки, то происходит раздражение желудка, иногда такое сильное, что это может вызвать язву. В малых дозах используется для фторирования воды. При большой концентрации фтора (или при частом употреблении продуктов, жидкостей и тому подобных продуктов, содержащих фтор) может вызвать флюороз зубов, который может привести к потере зубов.

  • ПДК в воздухе рабочей зоны: 0,2 мг/м³

Ссылки[править | править вики-текст]

  1. Bourne, Geoffrey Howard (1986), «Dietary research and guidance in health and disease», Karger, с. 153, ISBN 3-805-5434-17, <http://books.google.com/?id=OW0gAAAAMAAJ> , Snippet view from page 153
  2. Klein, Cornelis; Hurlbut, Cornelius Searle & Dana, James Dwight (1999), «Manual of Mineralogy» (21 ed.), Wiley, ISBN 0-471-31266-5 
  3. Sodium fluoride, Molecule of the week. American Chemical Society (19 февраля 2008). Проверено 1 ноября 2008.