Калцијум-флуорид
(преусмерено са Kalcijum fluorid)
| |||
| |||
| Идентификација | |||
|---|---|---|---|
| ECHA InfoCard | 100.029.262 | ||
| EC број | 232-188-7 | ||
| MeSH | Calcium+fluoride | ||
| RTECS | EW1760000 | ||
| Својства | |||
| CaF2 | |||
| Моларна маса | 78,07 g·mol−1 | ||
| Агрегатно стање | Бела кристална супстанца | ||
| Густина | 3,18 g/cm3 | ||
| Тачка топљења | 1.418 °C (2.584 °F; 1.691 K) | ||
| Тачка кључања | 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] | ||
| 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 | ||
| Опасности | |||
| Главне опасности | Реагује са концентрованом сумпорном киселином и ствара хидратисану флуорна киселина | ||
| NFPA 704 | |||
| Тачка паљења | не гори | ||
| Смртоносна доза или концентрација (LD, LC): | |||
LD50 (средња доза)
|
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 материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa). | |||
| Референце инфокутије | |||
Калцијум-флуорид је неорганско хемијско једињење хемијске формуле CaF2.
Налажење у природи
[уреди | уреди извор]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 | уреди извор]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 | уреди извор]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 | уреди извор]- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, . . 2002. ISBN 978-0-07-049439-8. Недостаје или је празан параметар
|title=(помоћ) - ^ 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
- ^ а б в Паркес Г. Д., Фил Д. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига, Београд, 1973.
- ^ Miessler, G. L.; Tarr, D. A. Inorganic Chemistry (3rd изд.). Pearson/Prentice Hall. стр. 208, 253,285. ISBN 978-0-13-035471-6.
- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E.: Inorganic Chemistry, Academic Press. San Diego, . . 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Недостаје или је празан параметар
|title=(помоћ)
Спољашње везе
[уреди | уреди извор]
