Natriumfluoride
Natriumfluoride is het natriumzout van waterstoffluoride. Het is een giftig zout met als verhoudingsformule NaF.[4] Het komt in de natuur voor onder de …
| Natriumfluoride | ||||
|---|---|---|---|---|
| Structuurformule en molecuulmodel | ||||
| ||||
Kristalstructuur van natriumfluoride
| ||||
| Algemeen | ||||
| Chemische formule | NaF | |||
| IUPAC-naam | natriumfluoride | |||
| Molaire massa | 41,988173 g/mol | |||
| SMILES | [F-].[Na+]
| |||
| InChI | 1/FH.Na/h1H;/q;+1/p-1/fF.Na/h1h;/q-1;m
| |||
| CAS-nummer | 7681-49-4 | |||
| EG-nummer | 231-667-8 | |||
| PubChem | 5235 | |||
| Wikidata | Q407520 | |||
| Beschrijving | Witte kristallijne vaste stof | |||
| Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen | ||||
| ||||
| H-zinnen | H301 - H315 - H319 | |||
| EUH-zinnen | geen | |||
| P-zinnen | P301+P310 - P305+P351+P338 | |||
| EG-Index-nummer | 009-004-00-7 | |||
| VN-nummer | 1690 | |||
| ADR-klasse | Gevarenklasse 6.1 | |||
| MAC-waarde | 2,5 mg/m³[1] | |||
| LD50 (ratten) | 31[2] mg/kg | |||
| LD50 (konijnen) | 200[3] mg/kg | |||
| LD50 (muizen) | 44[2] mg/kg | |||
| Fysische eigenschappen | ||||
| Aggregatietoestand | vast | |||
| Kleur | wit | |||
| Dichtheid | 2,79[1] g/cm³ | |||
| Smeltpunt | 995[1] °C | |||
| Kookpunt | 1704[1] °C | |||
| Dampdruk | bij 1077°C : 130[1] Pa | |||
| Oplosbaarheid in water | 42,2[1] g/L | |||
| Goed oplosbaar in | water | |||
| Geometrie en kristalstructuur | ||||
| Kristalstructuur | kubisch | |||
| Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar). | ||||
| ||||
Natriumfluoride is het natriumzout van waterstoffluoride. Het is een giftig zout met als verhoudingsformule NaF.[4] Het komt in de natuur voor onder de vorm van het mineraal villiaumiet.
Synthese
Natriumfluoride kan bereid worden door verhitten van cryoliet met natriumhydroxide of door behandeling van een 40% waterstoffluoride-oplossing met natriumhydroxide of natriumcarbonaat:[5]
![{\displaystyle {\mathrm {HF} {}+{}\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaF} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7703005bed177f0bbde21ae3cfe39309f40aabd2)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HF} {}+{}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NaF} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aca91f0f836ad787132dbe49d5d7e76ff7fe414b)
Bij toevoegen van een overmaat waterstoffluoride ontstaat natriumbifluoride (NaHF2).
Kristalstructuur
Natriumfluoride is een ionaire verbinding die in water ioniseert in natrium- en fluoride-ionen. In vaste vorm neemt het een kubische kristalstructuur aan (zoals bij natriumchloride).[6]
Toepassingen
Natriumfluoride is een belangrijke bron van fluoride-ionen en werd vroeger dan ook gebruikt om fluoride aan drinkwater toe te voegen. Tegenwoordig wordt vaker hexafluorkiezelzuur (H2SiF6) en het natriumzout daarvan (Na2SiF6) gebruikt. Fluoridering van drinkwater wordt heden ten dage nog steeds toegepast in een aantal landen, maar is erg controversieel.
Natriumfluoride is een product dat gebruikt wordt voor de bescherming van tanden. Het reageert met hydroxyapatiet in de tanden en vormt hierbij een gefluorideerd zout dat veel minder oplosbaar is dan hydroxyapatiet. Hierdoor worden de tanden minder aangetast door tandplak.[7] Daarom wordt natriumfluoride toegepast in tandpasta om cariës tegen te gaan. Ook wordt het toegepast bij de behandeling van osteoporose.[8]
Natriumfluoride wordt gebruikt als reinigingsmiddel, vooral voor het verwijderen van roestvlekken.
Externe links
- ↑ a b c d e f (en) Gegevens van natriumfluoride in de GESTIS-stoffendatabank van het IFA (geraadpleegd op 14 december 2008)
- ↑ a b Handbook of pesticide toxicology. Robert Krieger ed, Academic press, 2001
- ↑ Journal of Economic Entomology. (Entomological Soc. of America, 4603 Calvert Rd., College Park, MD 20740) V.1- 1908
- ↑ Toxicological profile for fluorides, hydrogen fluoride, and fluorine (PDF) 187. Agency for Toxic Substances and Disease Registry (ATDSR) (September 2003). Geraadpleegd op 1 november 2008.
- ↑ Müller, Chem.-Ztg. 52, 5 (1928); Kwasnik in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, vol. 1, G. Brauer, Ed. (Academic Press, New York, 2nd ed., 1963) pp 235-236
- ↑ Wells, A.F. (1984). Structural Inorganic Chemistry. Clarendon Press, Oxford. ISBN 0-19-855370-6.
- ↑ L. G. Petersson, Caries Res. 27, Suppl 1, 35-42 (1993)
- ↑ M. Kleerekoper, D. B. Mendlovic, Endocr. Rev. 14, 312-323 (1993)
· 
· 
Content Disclaimer
Informasi ini disarikan dari Wikipedia dan disajikan kembali untuk tujuan edukasi. Konten tersedia di bawah lisensi CC BY-SA 3.0. Kami tidak bertanggung jawab atas ketidakakuratan data yang bersumber dari kontribusi publik tersebut.
- The information displayed on this website is sourced in part or in whole from Wikipedia and has been adapted for the purpose of restating it. We strive to provide accurate and relevant information, however:
- There is no guarantee of absolute accuracy. Wikipedia is an open, collaborative project that can be edited by anyone, so information is subject to change.
- It is not intended to constitute professional advice. The content displayed is for informational and educational purposes only. For important decisions (e.g., medical, legal, or financial), please consult a professional.
- Content copyright. Wikipedia is licensed under the Creative Commons Attribution-ShareAlike License (CC BY-SA). This means that content may be reused with appropriate attribution and shared under a similar license.
- Responsible use. Any risk arising from the use of information from this website is entirely the responsibility of the user.