Kalcijum fluorid

Izvor: Wikipedia
Kalcijum fluorid
Calcium fluoride.jpg
Fluorite-unit-cell-3D-ionic.png
Fluorid vápenatý.PNG
Identifikacija
CAS registarski broj 7789-75-5 YesY
PubChem[1][2] 24617
ChemSpider[3] 23019 YesY
UNII O3B55K4YKI YesY
EINECS broj 232-188-7
MeSH Calcium+fluoride
ChEBI 35437
RTECS registarski broj toksičnosti EW1760000
Jmol-3D slike Slika 1
Svojstva
Molekulska formula CaF2
Molarna masa 78.07 g mol−1
Agregatno stanje Bela kristalna supstanca
Gustina 3.18 g/cm3
Tačka topljenja

1418 °C, 1691 K, 2584 °F

Tačka ključanja

2533 °C, 2806 K, 4591 °F

Rastvorljivost u vodi 0.0015 g/100 mL (18 °C)
0.0016 g/100 mL (20 °C)
Ksp 3.9 x 10-11 [4]
Rastvorljivost u aceton nerastvoran
Indeks refrakcije (nD) 1.4328
Struktura
Kristalna rešetka/struktura kubična kristalna sistema, cF12[5]
Kristalografska grupa Fm3m, #225
Geometrija molekula Ca, 8, kubična
F, 4, tetraedar
Opasnost
EU-indeks nije na listi
Opasnost u toku rada Reaguje sa koncentrovanom sumpornom kiselinom i stvara hidratisanu fluorna kiselina
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
 
Tačka paljenja ne gori
LD50 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 (25 °C, 100 kPa) materijala

Infobox references

Kalcijum-fluorid je neorgansko hemijsko jedinjenje hemijske formule CaF2.

Nalaženje u prirodi[uredi - уреди]

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“).[6]

Fizička i hemijska svojstva[uredi - уреди]

Ovaj nerastvorljivi mineral ima kubičnu strukturu gde je svaki jon fluora okružen sa četiri kalcijumova jona.[7]. Na temperaturi od 1360 °C topi se i prelazi u mutnu sivkastobelu supstancu.[6]

Primena[uredi - уреди]

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.[6] Po podacima iz devedesetih, godišnje se proizvede oko 5 miliona tona.[8]

Izvori[uredi - 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. Hettne KM, Williams AJ, van Mulligen EM, Kleinjans J, Tkachenko V, Kors JA. (2010). "Automatic vs. manual curation of a multi-source chemical dictionary: the impact on text mining". J Cheminform 2 (1): 3. doi:10.1186/1758-2946-2-3. PMID 20331846.  edit
  4. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  5. 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
  6. 6.0 6.1 6.2 Parkes G. D., Fil D. Melorova moderna neorganska hemija. Naučna knjiga, Beograd, 1973.
  7. G. L. Miessler and D. A. Tarr: Inorganic Chemistry 3.izd., Pearson/Prentice Hall, str. 208, 253, 285, ISBN 0-13-035471-6
  8. Holleman, A. F.; Wiberg, E.: Inorganic Chemistry, Academic Press, San Diego, 2001, ISBN 0-12-352651-5