Fluoruro de sodio
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|---|---|
| General | |
Nombre sistemático |
fluoruro de sodio |
| nombres tradicionales | fluoruro de sodio; fluoruro de sodio, williomita |
| química fórmula | NaF |
| Rata. fórmula | NaF |
| Propiedades físicas | |
| Estado | polvo sólido incoloro e inodoro |
| Masa molar | 41,988713 g/ mol |
| Densidad | 2,558 g/cm³ |
| Propiedades termales | |
| La temperatura | |
| • fusión | 993°C |
| • hirviendo | 1695°C |
| • parpadea | °C no inflamable |
| mol. capacidad calorífica | 46,9 J/(mol·K) |
| entalpía | |
| • educación | -576,6 kJ/mol |
| Presion de vapor | 0 ± 1 mm Hg [2] |
| Propiedades químicas | |
| Solubilidad | |
| • en agua | 4,13g/100ml |
| • en otras sustancias | soluble en HF , insoluble en etanol |
| Clasificación | |
| registro número CAS | 7681-49-4 |
| PubChem | 5235 |
| registro Número EINECS | 231-667-8 |
| SONRISAS | [F-].[Na+] |
| InChI | InChI=1S/FH.Na/h1H;/q;+1/p-1PUZPDOWCWNUUKD-UHFFFAOYSA-M |
| RTECS | WB0350000 |
| CHEBI | 28741 |
| un numero | 1690 |
| ChemSpider | 5045 |
| La seguridad | |
| LD 50 | (oral: ratas, ratones, conejos) 52-135 mg/kg |
| Toxicidad | Los preparados registrados de fluoruro de sodio pertenecen a la 2ª [1] clase de peligro para los seres humanos y tienen un efecto tóxico general. |
| Iconos del BCE | |
| NFPA 704 |
0
3
0punto de interés |
| Los datos se basan en condiciones estándar (25 °C, 100 kPa) a menos que se indique lo contrario. | |
| Archivos multimedia en Wikimedia Commons | |
El fluoruro de sodio (fluoruro de sodio) es un compuesto binario inorgánico con la fórmula química Na F. Sustancia cristalina blanca.
Propiedades físicas
El fluoruro de sodio son cristales incoloros con una red cúbica ( a = 0,46344 nm, grupo espacial Fm3m, Z=4). Difícil de disolver en agua. Se disuelve bien en ácido fluorhídrico anhidro. No forma hidratos cristalinos.
Estar en la naturaleza
En la naturaleza, existe en la forma de un mineral relativamente raro williomita : rojo carmín, cereza oscura, ocasionalmente cristales incoloros, contiene NaF con impurezas menores, depósitos en América del Norte, África, la península de Kola.
El NaF también se encuentra en rocas ígneas y es un componente de la nefelina sienita .
Conseguir
En la industria, el fluoruro de sodio se obtiene por hidrólisis alcalina de hexafluorosilicatos:
con exceso de álcali
La producción mundial de fluoruro de sodio se estima en ~10 mil toneladas.
Interacción directa de álcali y ácido:
De interés puramente teórico es la reacción de obtención de fluoruro de sodio a partir de los elementos:
la reacción transcurre muy rápidamente.
El ácido fluorhídrico destruye las sales de los ácidos más débiles:
Además, el hidróxido de sodio puede destruir las sales de bases volátiles:
Descomposición del difluorohidrato de sodio a ~350 °C:
Calentando hasta una temperatura de 1100 °C heptafluoroniobato de potasio con sodio:
![{\displaystyle {\mathsf {K_{2}[NbF_{7}]+5Na{\xrightarrow {1100^{o}C}}Nb+2KF+5NaF}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/87657df183e4b8cf169763575e0d0542a64ee96c)
le permite obtener niobio puro , fluoruro de potasio y fluoruro de sodio.
Propiedades químicas
En soluciones, el fluoruro de sodio sufre hidrólisis aniónica:
![{\displaystyle {\mathsf {NaF+4H_{2}O{\xrightarrow {}}[Na(H_{2}O)_{4}]^{+}+F^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/06778110d20577d1f57725847ade26787dd53451)
El grado de hidrólisis es bajo, ya que la constante de la última reacción pK = 10,8.
Agrega HF para formar difluorohidrato de sodio :
Con un exceso de HF, se forman hidrofluoruros de sodio superiores:
![{\displaystyle {\mathsf {NaF+nHF{\xrightarrow {}}Na[F(HF)_{n}]\downarrow }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/831fd913c2fdb4074ae6d108b2278d8360279464)
los compuestos son conocidos para n = 1÷4.
Los ácidos no volátiles fuertes destruyen el fluoruro de sodio:
El hidróxido de litio saturado, debido a la escasa solubilidad del fluoruro de litio, destruye el fluoruro de sodio:
Forma hexafluorosilicatos y hexafluoroaluminatos:
![{\displaystyle {\mathsf {2NaF+H_{2}[SiF_{6}]{\xrightarrow {}}Na_{2}[SiF_{6}]\downarrow +2HF}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/96ab9ad4c2dc2dfa2f33d93e93b7391d704e76ad)
![{\displaystyle {\mathsf {3NaF+AlF_{3}{\xrightarrow {}}Na_{3}[AlF_{6}]\downarrow }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0b81ba803f3b3af69352f2f3b4dd2ab14bc75bca)
El fluoruro de sodio fundido es un electrolito, por lo que puede descomponerse por electrólisis en elementos:
Uso
El fluoruro de sodio y la fluorapatita resultante se utilizan para fortalecer el esmalte dental, que a su vez contiene fluorapatita [3] [4] . Además de agregar flúor a las pastas dentales, el agua potable está fluorada. La pasta de dientes a menudo contiene fluoruro de sodio, que es necesario para prevenir las caries [5] . Además, el fluoruro de sodio se utiliza como detergente . Se utiliza en diversas ramas de la industria química, en síntesis y metalurgia. El fluoruro de sodio es un reactivo en la síntesis de freones .
El fluoruro de sodio se usa para conservar muestras de tejido en bioquímica y pruebas de drogas; Los iones de flúor detienen la glucólisis . El fluoruro de sodio se usa a menudo junto con el ácido yodoacético , que inhibe la creación de la enzima aldolasa .
El fluoruro de sodio se utiliza como componente de composiciones para la limpieza y aluminización de metales , fundentes para soldar , soldar y refundir metales, vidrios , esmaltes, cerámicas , refractarios , como componente de cemento resistente a los ácidos , lubricantes resistentes al calor, composiciones para vidrio grabado , electrolitos sólidos , como conservante de la madera , insecticida , sorbente para absorber UF 6 de las corrientes de gas, reactivo en la producción de fluorocarbonos, como componente de calidades especiales de papel , como inhibidor de la fermentación , componente de retardantes de llama y agentes extintores de incendios .
También hubo evidencia de que el fluoruro de sodio (+1) se usaba en la industria alimentaria [6] , pero su uso en esta área estaba limitado debido a la toxicidad [7] ( toxicidad por fluoruro ).
Importancia fisiológica
El fluoruro de sodio es una sustancia potencialmente peligrosa para humanos y mamíferos . Se clasifica como una sustancia tóxica cuando se inhala (por ejemplo, a través del polvo ) o se ingiere en dosis altas. Se ha demostrado que afecta el sistema cardiovascular en dosis suficientemente altas ; la dosis letal para una persona de 70 kg se estima en 5-10 g En grandes dosis, cuando se usa fluoruro de sodio para tratar la osteoporosis , puede causar dolor en las piernas y caídas en la presión arterial , cuando las dosis son demasiado altas, irritación de estómago ocurre , a veces tan fuerte que puede causar una úlcera . En pequeñas cantidades, el fluoruro de sodio NaF se utiliza para la fluoración del agua . Las altas concentraciones de fluoruro (o el consumo frecuente de alimentos, líquidos y productos similares que contienen fluoruro) pueden causar fluorosis dental , lo que puede conducir a la pérdida de dientes.
MPC en el aire del área de trabajo: 1 mg/m³ (máximo una vez), 0,2 mg/m³ (promedio variable) en términos de iones de fluoruro.
El fluoruro de sodio pertenece a la clase II de toxicidad según GOST 12.1.007-76.
Enlaces
- ↑ nombre= https://docs.cntd.ru_GOST (enlace inaccesible) 4463-76. reactivos Fluoruro de sodio. Especificaciones (con Enmiendas No. 1, 2, 3)
- ↑ http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0563.html
- ↑ Bourne, Geoffrey Howard (1986), Investigación dietética y orientación en salud y enfermedad , Karger, p. 153, ISBN 3-805-5434-17 , < https://books.google.com/?id=OW0gAAAAMAAJ > , vista de fragmento de la página 153
- ↑ Klein, Cornelis; Hurlbut, Cornelius Searle & Dana, James Dwight (1999), Manual de Mineralogía (21 ed.), Wiley, ISBN 0-471-31266-5
- ↑ Fluoruro de sodio, Molécula de la semana . Sociedad Química Estadounidense (19 de febrero de 2008). Consultado el 1 de noviembre de 2008. Archivado desde el original el 24 de febrero de 2012.
- ↑ name= https://base.safework.ru_Halogens (enlace inaccesible)
- ↑ name= https://www.safework.ru Archivado el 8 de marzo de 2022 en Wayback Machine .
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