Hydrogendifluorid sodný
| Hydrogendifluorid sodný | |
|---|---|
 Krystalová struktura hydrogendifluoridu sodného | |
| Obecné | |
| Systematický název | Hydrogendifluorid sodný |
| Ostatní názvy | Bifluorid sodný |
| Anglický název | Sodium bifluoride |
| Německý název | Natriumhydrogendifluorid |
| Sumární vzorec | NaHF2 |
| Vzhled | bílá pevná látka |
| Identifikace | |
| Registrační číslo CAS | 1333-83-1 |
| PubChem | 14935 |
| SMILES | [H-](F)F.[Na+] |
| InChI | 1S/F2H.Na/c1-3-2;/q-1;+1 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 61,99 g/mol |
| Teplota tání | 160 °C (rozklad) |
| Hustota | 2,08 g·cm−3 |
| Bezpečnost | |
| [1] Nebezpečí[1] | |
| Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). | |
| Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
Hydrogendifluorid sodný je anorganická sloučenina se vzorcem NaHF2. Skládá se ze sodného kationtu (Na+) a hydrogendifluoridového aniontu (HF −
2 ). Je to bílá pevná látka, nehořlavá, hygroskopická a s výrazným zápachem. Zahříváním dochází k jeho rozkladu.[2] Nachází využití v průmyslu.
Reakce
Hydrogendifluorid sodný disociuje na kyselinu fluorovodíkovou a fluorid sodný:
- NaHF2 ⇌ HF + NaF
Zpětná reakce je využívána pro odstraňování HF z elementárního fluoru vyráběného elektrolyticky.[3] Tuto rovnováhu můžeme pozorovat po rozpuštění soli nebo při zahřívání pevné látky. S kyselinami reaguje za vzniku HF, např. reakcí s hydrogensíranem vzniká síran sodný a fluorovodík.
Silné zásady deprotonují hydrogendifluorid, např. reakce s hydroxidem vápenatým poskytuje fluorid vápenatý.[4]
S vodou a vlhkostí na pokožce reaguje za vzniku HF, ten uvolňuje i při zahřívání. K jeho rozkladu dochází při kontaktu se silnými kyselinami a bázemi, kovy, vodou nebo sklem.
Výroba
Vyrábí se neutralizací fluorovodíku, který vzniká při výrobě superfosfátu z fluoroapatitu. Jako báze se využívají uhličitan sodný nebo hydroxid sodný. Proces se skládá ze dvou kroků, které lze popsat rovnicemi:
- HF + NaOH → NaF + H2O
- HF + NaF → NaHF2
Využití
Hlavním způsobem využitím je prekurzor pro přípravu fluoridu sodného, kterého se ročně vyrobí milióny tun.[3]
Čisticí prostředky
Nachází také využití jako součást čisticích prostředků, kde se využívá afinity fluoridového iontu k železu a oxidům křemíku. Lze jej použít k čištění cihel, kamene, keramiky a zdiva.
Odkazy
Reference
V tomto článku byl použit překlad textu z článku Sodium bifluoride na anglické Wikipedii.
- ↑ a b Sodium bifluoride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-24]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ PERRY, DALE L.,. Handbook of Inorganic Compounds. Second edition. vyd. Boca Raton, FL: [s.n.] 1 online resource (xxvii, 553 pages) s. ISBN 9781439814628, ISBN 1439814627. OCLC 759865801 S. 381.
- ↑ a b AIGUEPERSE, Jean; MOLLARD, Paul; DEVILLIERS, Didier. Fluorine Compounds, Inorganic. Příprava vydání Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA. Weinheim, Germany: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA Dostupné online. ISBN 9783527306732. DOI 10.1002/14356007.a11_307. (anglicky) DOI: 10.1002/14356007.a11_307.
- ↑ Sodium bifluoride NaHF2 Reactions. www.allreactions.com [online]. [cit. 2019-08-21]. Dostupné online.
Externí odkazy
Obrázky, zvuky či videa k tématu Hydrogendifluorid sodný na Wikimedia Commons
Média použitá na této stránce
Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) pictogram for corrosive substances
Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) pictogram for toxic substances
Space-filling model of part of the crystal structure of sodium bifluoride, NaHF2.
X-ray diffraction data from James A. Ibers (May 1964). "The nature of the hydrogen bond in the bifluoride ion". Journal de Physique 25 (5): 474-477. DOI:10.1051/jphys:01964002505047400.