Флуорид кальцію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Флуорид кальцію
Calcium fluoride.jpg
Fluorite-unit-cell-3D-ionic.png
Назва за IUPAC Кальцію флуорид
Інші назви кальцієва сіль плавикової кислоти, фтористий кальцій, плавиковий шпат
Ідентифікатори
Номер CAS 7789-75-5
PubChem 24617
RTECS EW1760000
Властивості
Молекулярна формула CaF2
Молярна маса 78,07 г/моль
Зовнішній вигляд безбарвна/біла кристалічна тверда речовина
Запах без запаху
Густина 3,181 г/см3
Тпл 1423 °C[1]
Ткип 2533 °C
Розчинність (вода) 0,013 г/л (0 °C)
0,016 г/л (25 °C)
0,017 г/л (40 °C)[2]
Розчинність (неорганічні кислоти) малорозчинний
Розчинність (ацетон) нерозчинний
Кислотність (pKa) 1
Показник заломлення (nD) 1,4338 (589 нм)
Структура
Кристалічна структура гранецентрована кубічна
(див. текст), cF8
Координаційна
геометрія
Гексаедральна (Са2+)
Тетраедральна (F)
Небезпеки
ЛД50 4250 мг/кг (перорально, щурі)
Індекс ЄС не зазначений
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
0
0
Температура спалаху незаймистий
Пов'язані речовини
Інші аніони CaCl2, CaBr2, CaI2
Інші катіони BeF2, MgF2, SrF2, BaF2, RaF2
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Флуорид кальцію — неорганічна бінарна сполука складу CaF2. Має іонну кристалічну ґратку. Представляє собою тверду, прозору у чистому вигляді речовину. У природі зустрічається у вигляді мінералу флюориту. Використовується у промисловості як флюс в металургії, для виробництва плавикової кислоти, в оптиці. Нетоксичний.

Знаходження в природі[ред.ред. код]

Докладніше: Флюорит

В природі флуорид кальцію зустрічається у вигляді мінералу флюориту. Забарвлення мінералу буває найрізноманітнішим: найхарактерніша фіолетова і зелена, рідше — блакитна, жовта, рожева, часто перемежаються зелені і фіолетові смуги. Оптичний флюорит безбарвний. Блиск скляний. Просвічує або прозорий, темні різновиди просвічують, рідше непрозорі. Твердість 4, густина 3,2. Крихкий. Спайність досконала по октаедру. Сингонія кубічна. Форма кристалів — куби або октаедри. Характерні двійники проростання. Зазвичай мінерал утворює щільні або зернисті маси, або шестоваті і радіально-променисті агрегати.

Флюорит зустрічається, головним чином, як жильний мінерал в асоціації з кальцитом, баритом, кварцем, а також з сульфідами свинцю, цинку і інших металів, рідше — в пегматитах.

Промислова здобич флюориту ведеться з практично мономінеральних жил. Провідні світові постачальники флюориту — Мексика, Монголія, ПАР, Іспанія, Китай. Родовища флюориту є також у Франції, Німеччині, Великій Британії. Більше половини всього флюориту витрачається в хімічній промисловості для виробництва плавикової кислоти, з якої отримують органічні і неорганічні речовини, що фторують, а також штучний кріоліт для потреб алюмінієвої промисловості. Другий найбільший споживач флюориту — чорна металургія, де він використовується як флюс в плавильних печах.

У 19 столітті у Великій Британії як камінь декоративно-виробу широко застосовувався синювато-фіолетовий і зелений флюорит (Синій Джон, Зелений Джон). Оптичний флюорит в роки Другої світової війни був стратегічною сировиною, необхідною для виготовлення приладів нічного бачення.

Фізичні та фізико-хімічні властивості[ред.ред. код]

Модель кристалічної градки флюориту. Кожний атом кальцію оточений 8-ма атомами фтору, тоді як кожний атом фтору оточений 4-ма атомами кальцію

Безбарвні, крихкі діамагнітні кристали (в порошку — білі). Твердість за шкалою Мооса - 4. До температури 1150 °C стабільний α-CaF2 з кубічною градкою (а = 0,54626 нм, z=4, Fm3m), при температурі близько 1150 °C відбувається поліморфний перехід до невпорядкованої β-модифікації тетрагональної сингонії з температурою плавлення 1423 °C. Тиск пари при 1625 °C = 1,0 мм. рт.ст., при 1850 °C = 10 мм. рт. ст.[2]

Термодинамічні характеристики
Стандартна ентальпія утворення ΔH(solid) (298 К, кДж/моль) -1214,6
Стандартна енергія Гіббса утворення ΔG(solid) (298 К, кДж/моль) -1161,9
Стандартна ентропія утворення S(solid) (298 К, Дж/(моль·K)) 68,87
Стандартна мольна теплоємність Cp(solid) (298 К, Дж/(моль·K)) 67,03
Стандартна ентальпія утворення ΔH(gas) (298 К, кДж/моль) -784
Стандартна ентропія утворення S(gas) (298 К, Дж/(моль·K)) 274
Стандартна мольна теплоємність Cp(gas) (298 К, Дж/(моль·K)) 51
Ентальпія плавлення ΔHпл. (кДж/моль) 29,7
Ентальпія кипіння ΔHкип. (кДж/моль) 305
Ентальпія поліморфного переходу ΔHперех. (кДж/моль) 4,77
Інші характеристики[3]
Коефіцієнт теплопровідності (Вт/(м·K)) 9,71
Коефіцієнт термічного розширення (К-1) 18,5×10-6
Питома теплоємність (Дж/(кг·К)) 854
Діелектрична стала (f = 1 Мгц) 6,76
Модуль Юнга Е (ГПа) 75,8
Модуль зсуву G (ГПа) 33,77
Модуль обємної деформації К (ГПа) 82,71
Межа пружності (МПа) 36,54
Коефіцієнт Пуасона ν 0,26

Погано розчиняється у воді (16 мг/л при 18 °C).

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При нагріванні флуорид кальцію реагує з водою та кислотами:

\mathrm{ CaF_2 + H_2O \xrightarrow{t} CaO + 2HF }
\mathrm{ CaF_2 + H_2SO_4 \xrightarrow{t} CaSO_4 + 2HF }

Його використовують в якості агента для флуорування — для отримання флуоридів як металів, так і неметалів:

\mathrm{ 3CaF_2 + Al_2(SO_4)_3 \rightarrow 2AlF_3 + 3CaSO_4}
\mathrm{ 5CaF_2 + P_2O_5 \rightarrow 2PF_5 + 5CaO}

Сполука може утворювати змішані флуориди:

\mathrm{ 3CaF_2 + 2AlF_3 \rightarrow Ca_3[AlF_6]_2}

Отримання[ред.ред. код]

У промислових масштабах флуорид кальцію добувають з мінералів (головним чином, з флюориту). В лабораторних умовах його можна синтезувати декількома способами:

\mathrm{ CaCO_3 + 2HF \rightarrow CaF_2 + CO_2 + H_2O}
\mathrm{ CaCl_2 + 2NH_4F \rightarrow CaF_2 + 2NH_4Cl}
\mathrm{ Ca[SiF_6] \rightarrow CaF_2 + SiF_4}
  • безпосередньою взаємодією простих сполук:
\mathrm{ Ca + F_2 \xrightarrow{200-400^oC} CaF_2}

Застосування[ред.ред. код]

Флуорид кальцію застосовують у виробництві флуориду натрію, плавикової кислоти, флуоридів фосфору, флюсів для металургії і для виготовлення опалесцентного скла, яке поглинає нейтрони. Також CaF2 застосовуєтьcя у стоматологічній практиці.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. p. 4.70. ISBN 0-8493-0486-5.
  • Р. Рипан, И. Чертяну. Неорганическая химия: Химия металлов: В 2 т. — М.: Изд. «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с.
  • Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 2000. 480 с.: ил. — ISBN 5-7245-1163-0.
  • Химическая энциклопедия. - Т.5. - М.: Советская энциклопедия, 1999. - С. 111 (рос.)