Ammoniumfluorid

Strukturformel
Ammoniumion   Fluoridion
Allgemeines
Name Ammoniumfluorid
Andere Namen
  • Fluorammonium
  • Ammonfluorid
Summenformel NH4F
CAS-Nummer 12125-01-8
Kurzbeschreibung

weiße, zerfließende Kristalle[1]

Eigenschaften
Molare Masse 37,04 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,01 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

Zersetzung ab 100 °C[1]

Löslichkeit

gut in Wasser (820 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
06 – Giftig oder sehr giftig

Gefahr

H- und P-Sätze H: 331-311-301
P: 280-​309-​310-​302+352-​304+340 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
Giftig
Giftig
(T)
R- und S-Sätze R: 23/24/25
S: (1/2)-26-45
MAK

1 mg·m−3 (einatembarer Aerosolanteil)[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Ammoniumfluorid ist das Ammoniumsalz von Fluorwasserstoff.

Eigenschaften

Ammoniumfluorid

Ammoniumfluorid bildet farblose, leicht zerfließende, in Wasser leicht lösliche Kristalle und ist giftig.

Reaktionen

Beim Erhitzen zerfällt es in Ammoniak und Fluorwasserstoff:

$ \mathrm{NH_4F (s) \longrightarrow NH_3 (g) + HF (g)} $

Synthese

Die Darstellung von Ammoniumfluorid erfolgt durch Neutralisation von wässriger Ammoniaklösung mit Flusssäure und anschließender Kristallisation aus Wasser.

$ \mathrm{NH_3 (aq) + HF (aq) \longrightarrow NH_4F (aq)} $

Ein anderer Syntheseweg ist das Erhitzen von Ammoniumchlorid mit Natriumfluorid, wobei das Produkt absublimiert:[3]

$ \mathrm{NH_4Cl + NaF \longrightarrow NH_4F + NaCl} $

Vorsichtsmaßnahmen

Ammoniumfluorid ist giftig. Berühren mit Haut und Augen vermeiden. Bei Kontakt mit starken Säuren wird Fluorwasserstoff freigesetzt. Dieser ist außerordentlich giftig und stark ätzend.

Entsorgung

Gelöstes Fluorid als Calciumfluorid ausfällen.

Siehe auch

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Eintrag zu CAS-Nr. 12125-01-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 31.12.2007 (JavaScript erforderlich)
  2. 2,0 2,1
  3. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, ISBN 012126601X S. 183

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