Kalcijum-fluorid je neorgansko hemijsko jedinjenje hemijske formule CaF2.

Kalcijum-fluorid
Identifikacija
ECHA InfoCard 100.029.262
EC broj 232-188-7
MeSH Calcium+fluoride
RTECS EW1760000
Svojstva
CaF2
Molarna masa 78,07 g·mol−1
Agregatno stanje Bela kristalna supstanca
Gustina 3,18 g/cm3
Tačka topljenja 1.418 °C (2.584 °F; 1.691 K)
Tačka ključanja 2.533 °C (4.591 °F; 2.806 K)
0.0015 g/100 mL (18 °C)
0.0016 g/100 mL (20 °C)
Ksp 3.9 x 10-11[3]
Rastvorljivost u aceton nerastvoran
Indeks refrakcije (nD) 1.4328
Struktura
Kristalna rešetka/struktura kubična kristalna sistema, cF12[4]
Kristalografska grupa Fm3m, #225
Geometrija molekula Ca, 8, kubična
F, 4, tetraedar
Opasnosti
Glavne opasnosti Reaguje sa koncentrovanom sumpornom kiselinom i stvara hidratisanu fluorna kiselina
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondKod zapaljivosti 0: Neće goreti (npr. voda)Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gasKod reaktivnosti 0: Normalno stabilan, čak i pod stanjem izloženosti vatri; nije reaktivan s vodom (npr. tečni azot)Special hazards (white): no code
0
3
0
Tačka paljenja ne gori
Smrtonosna doza ili koncentracija (LD, LC):
4250 mg/kg (oralno, pacovi)
Srodna jedinjenja
Drugi anjoni
klacijum-hlorid
kalcijum-bromid
kalcijum-jodid
Drugi katjoni
magnezijum-fluorid
stroncijum-fluorid
barijum-fluorid
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25°C [77°F], 100 kPa).
Reference infokutije

Nalaženje u prirodi

uredi

Ovo je čest mineral u prirodi, koji se ponekad javlja u vidu kristala utisnutih u krečnjak. Tada je ili bezbojan ili obojen zbog primesa, odnosno metalnih oksida, poput plavog fluorita („blue-john“).[5]

Fizička i hemijska svojstva

uredi

Ovaj nerastvorljivi mineral ima kubičnu strukturu gde je svaki jon fluora okružen sa četiri kalcijumova jona.[6]. Na temperaturi od 1360 °C topi se i prelazi u mutnu sivkastobelu supstancu.[5]

Primena

uredi

Ima višestruku primenu; topitelj je u metalurgiji, u proizvodnji stakla, emajla i glazura, a i glavni je izvor za dobijanje fluorovih jedinjenja. Takođe, obojeni varijeteti se koriste kao ukrasno kamenje za nakit.[5] Po podacima iz devedesetih, godišnje se proizvede oko 5 miliona tona.[7]

Izvori

uredi
  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. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  uredi
  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 978-0-07-049439-8.  Nedostaje ili je prazan parametar |title= (pomoć)
  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. ^ a b v Parkes G. D., Fil D. Melorova moderna neorganska hemija. Naučna knjiga, Beograd, 1973.
  6. ^ Miessler, G. L.; Tarr, D. A. Inorganic Chemistry (3rd izd.). Pearson/Prentice Hall. str. 208, 253,285. ISBN 978-0-13-035471-6. 
  7. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E.: Inorganic Chemistry, Academic Press. San Diego, . . 2001. ISBN 978-0-12-352651-9.  Nedostaje ili je prazan parametar |title= (pomoć)

Spoljašnje veze

uredi