Fluorid kobaltnatý
| Fluorid kobaltnatý | |
|---|---|
 | |
-fluoride-unit-cell-3D-balls.png) | |
| Obecné | |
| Systematický název | Fluorid kobaltnattý |
| Anglický název | Cobalt(II) fluoride |
| Německý název | Cobalt(II)-fluorid |
| Sumární vzorec | CoF2 |
| Vzhled | Červená krystalická látka |
| Identifikace | |
| Registrační číslo CAS | 10026-17-2 |
| EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) | 233-061-9 |
| PubChem | 24820 |
| UN kód | 1759 |
| SMILES | F[Co]F |
| InChI | InChI=1S/Co.2FH/h;2*1H/q+2;;/p-2
InChI=1S/Co.2FH/h;2*1H/q+2;;/p-2 |
| Číslo RTECS | GG0770000 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 96,93 g/mol |
| Teplota tání | 1,217 °C (2,223 °F; 1,490 K) |
| Teplota varu | 1,400 °C (2,550 °F; 1,670 K) |
| Hustota | 4.46 g/cm3 (bezvodý)
2.22 g/cm3 (tetrahydrát) |
| Rozpustnost ve vodě | 14,5 g/l (25 °C) |
| Struktura | |
| Krystalová struktura | Tetragonální |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | −692,0 kJ/mol |
| Standardní molární entropie S° | 82 J/(mol K) |
| Bezpečnost | |
 GHS05  GHS06  GHS07  GHS08 | |
| H-věty | H301, H314, H317, H351 |
| P-věty | P203, P260, P261, P264, P270, P272, P280, P301+316, P302+352, P302+361+354, P304+340, P305+354+338, P316, P318, P321, P330, P333+313, P362+364, P363, P405, P501[1] |
| NFPA 704 |  0
3
0
|
Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
Fluorid kobaltnatý je anorganická sloučenina s chemickým vzorcem CoF2. Je to růžová krystalická látka,[2] která je antiferomagnetická při nízkých teplotách (−235,45 °C; 37,7 K).[3] Fluorid kobaltnatý, jak bezvodý tak i tetrahydrát se využívá v oborech citlivých na přítomnost kyslíku, konkrétně při výrobě kovů. V nízkých koncentracích se využívá ve zdravotnictví. Je ve vodě málo rozpustný a lze jej rozpustit v anorganických kyselinách a rozkládá se ve vařící vodě. Jeho hydráty jsou ve vodě rozpustné, obzvláště dihydrát a trihydrát. Hydráty se také tepelně rozkládají. Stejně jako některé fluoridy kovů v oxidačním stavu II, fluorid kobaltnatý krystalizuje ve struktuře rutilu, čímž vznikají oktaedrická centra kobaltu a planární fluoridy.
Příprava[editovat | editovat zdroj]
Fluorid kobaltnatý lze připravit následujícími způsoby:[4]
Zahříváním chloridu kobaltnatého nebo oxidu kobaltnatého za přítomnosti fluorovodíku:
- CoCl2 + 2HF → CoF2 + 2HCl
- CoO + 2HF → CoF2 + H2O
Zahříváním kovového kobaltu v proudu fluoru:
- Co + F2 → CoF2
Tepelným rozkladem fluoridu kobaltitého:
- 2CoF3 → 2CoF2 + F2
Nebo reakcí fluoridu kobaltitého s vodou.
Komerčně je fluorid kobaltnatý připravován působením fluorovodíku na uhličitan kobaltnatý.
Vlastnosti[editovat | editovat zdroj]
Fyzikální vlastnosti[editovat | editovat zdroj]
Fluorid kobaltnatý je za standardních podmínek růžočervená krystalická látka rozpustná ve vodě, ale nerozpustná v ethanolu. Má tetragonální krystalickou mřížku. Při krystalizaci z vodného roztoku tvoří krystalické hydráty (tetrahydrát a dihydrát), při vysrážení z kyseliny fluorovodíkové tvoří také hydráty (pentahydrát a hexahydrát).[4][5] Tetrahydrát fluoridu kobaltnatého se při 300 °C rozkládá.[6]
Chemická vlastnosti[editovat | editovat zdroj]
Fluorid kobaltnatý je slabá lewisova kyselina. Kobaltnaté komplexy jsou obvykle oktaedrické nebo tetraedrické. Fluorid kobaltnatý je dobrým redukčním činidlem, poměrně dobře oxidovatelným na 18elektronovou sloučeninu. Fluorid kobaltnatý lze redukovat vodíkem při teplotě 300 °C.
Fluorid kobaltnatý vstupuje do následujících reakcí: Fluorid kobaltnatý reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou za vzniku síranu kobaltnatého a fluorovodíku:
- CoF2 + H2SO4 → CoSO4 + 2HF
Fluorid kobaltnatý reaguje s 40% roztokem hydroxidu sodného za vzniku sraženiny tetrahydroxokobaltnatanu sodného:
- CoF2 + 4NaOH → Na2[Co(OH)4] + 2NaF
Fluorid kobaltnatý tvoří s hydrátem amoniaku fluorid hexaamminkobaltnatý:
- CoF2 + 6(NH3·H2O) → [Co(NH3)6]F2 + 6H2O
Při delším varu fluoridu kobaltnatého dochází k rozkladu za vzniku sraženiny:
- CoF2 + H2O → Co(OH)F + HF
Fluorid kobaltnatý reaguje s vodní parou za vzniku oxidu kobaltnatého:
- CoF2 + H2O → CoO + 2HF
Fluorid kobaltnatý reaguje s taveninami fluoridu sodného a fluoridu draselného za vzniku řady komplexů:
- CoF2 + MF → M[COF3], M2[CoF4], M4[CoF6] (M = Na, K)
Fluorid kobaltnatý se při zahřívání v proudu fluoru oxiduje na fluorid kobaltitý:
- 2CoF2 + F2 → 2CoF3
Fluorid kobaltnatý se oxiduje koncentrovaným peroxidem vodíku v přítomnosti uhličitanu sodného za vzniku zelené sraženiny trikarbonátkobaltitanu sodného:
- 2CoF2 + H2O2 + 6Na2CO3 → 2Na3[Co(CO3)3] + 2NaOH + 4NaF
Při elektrolýze roztoku fluoridu kobaltnatého v koncentrované kyselině fluorovodíkové se na anodě tvoří sraženina 3,5-hydrátu fluoridu kobaltitého:
- 2CoF2 + 2HF + 7H2O → 2(COF3·3,5H2O) + H2
Využití[editovat | editovat zdroj]
Fluorid kobaltnatý je využíván jako katalyzátor při legování kovů, nebo organické reakce. Používá se také k optickému nanášení, čímž výrazně zlepšuje optickou kvalitu. Také se používá jako fluorační činidlo.
Analýza[editovat | editovat zdroj]
K analýze fluoridu kobaltnatého jej lze rozpustit v kyselině dusičné. Získaný roztok je následně zředěn na vhodnou koncentraci a stanovován pomocí AAS, příp. ICP-OES. Malá množství fluoridu kobaltnatého mohou být rozpuštěna ve studené vodě, koncentrace fluoridových iontů lze pak stanovit pomocí fluoridové selektivní elektrody nebo iontové chromatografie.
Toxicita[editovat | editovat zdroj]
Fluorid kobaltnatý je ve větších množstvích toxický. LD50 u potkanů po orálním požití je 150 mg/kg. Fluorid kobaltnatý způsobuje poleptání. Při vdechování má škodlivý účinek na sliznice a horní cesty dýchací. Fluorid kobaltnatý je karcinogen.
Odkazy[editovat | editovat zdroj]
Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]
Obrázky, zvuky či videa k tématu Fluorid kobaltnatý na Wikimedia Commons
Reference[editovat | editovat zdroj]
V tomto článku byly použity překlady textů z článků Cobalt(II) fluoride na anglické Wikipedii a Фторид кобальта(II) na ruské Wikipedii.
- ↑ PUBCHEM. Cobalt(II) fluoride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. [cit. 2023-07-28]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ PATNAIK, Pradyot. Handbook of inorganic chemicals. New York, NY: McGraw-Hill 1086 s. (McGraw-Hill handbooks). ISBN 978-0-07-049439-8.
- ↑ ASHCROFT, Neil W.; MERMIN, N. David. Solid state physics. Fort Worth Philadelphia San Diego [etc.]: Saunders college publ, 1976. Dostupné online. ISBN 978-0-03-083993-1.
- ↑ a b LIDIN, Rostislav Aleksandrovič; MOLOČKO, Vadim Aleksandrovič; ANDREEVA, Larisa Leonidovna. Neorganičeskaja chimija v reakcijach: spravočnik. 2-e izd., pererabot. i dop. vyd. Moskva: Drofa 637 s. (Vysšee obrazovanie). ISBN 978-5-358-01303-2. (rusky)
- ↑ ХиМиК.ru - КОБАЛЬТА ГАЛОГЕНИДЫ - Химическая энциклопедия. www.xumuk.ru [online]. [cit. 2023-07-28]. Dostupné online. (rusky)
- ↑ LIDIN, R. A.; ANDREEVA, L. L.; MOLOČKO, V. A. Konstanty neorganičeskich veščestv: spravočnik. 2-e izd., pererabot. i dop. vyd. Moskva: Drofa 685 s. (Vysšee obrazovanie). ISBN 978-5-7107-8085-5. (rusky)