Silber(I)-fluorid

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Kristallstruktur
Struktur von Silber(I)-fluorid
__ Ag+     __ F
Allgemeines
Name Silber(I)-fluorid
Andere Namen
  • Silberfluorid
  • Silbermonofluorid
Verhältnisformel AgF
CAS-Nummer 7775-41-9
Kurzbeschreibung

gelber Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 126,87 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

5,85 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

435 °C[2]

Siedepunkt

1150 °C[2]

Löslichkeit

sehr gut in Wasser (etwa 1850 g·l−1 bei 15,5 °C)[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3]
05 – Ätzend 06 – Giftig oder sehr giftig

Gefahr

H- und P-Sätze H: 301-311-315-318-331
P: 261-​280-​301+310-​305+351+338-​311 [3]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4][2]
Giftig Ätzend
Giftig Ätzend
(T) (C)
R- und S-Sätze R: 23/24/25-34
S: 26-28-36/37/39-45
MAK

0,01 mg·m−3[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Silber(I)-fluorid ist das Silbersalz der Fluorwasserstoffsäure. Im Gegensatz zu den anderen Halogeniden des Silbers ist es weniger lichtempfindlich, sehr gut in Wasser löslich und hygroskopisch.

Gewinnung und Darstellung

Das Silber(I)-fluorid kann sowohl aus den Elementen Silber und Fluor als auch aus Silber(I/III)-oxid (AgO), Silber(I)-oxid (Ag2O) und Silber(I)-carbonat (Ag2CO3) jeweils mit Fluorwasserstoff erhalten werden:[5]

$ \mathrm{Ag_2O + 2\ HF \longrightarrow 2 AgF + H_2O} $
Silber(I)-oxid reagiert mit Fluorwasserstoff zu Silber(I)-fluorid und Wasser.

Eigenschaften

Wie Silberchlorid und Silberbromid kristallisiert AgF in der kubischen NaCl-Struktur. Im Gegensatz zu den anderen Silberhalogeniden kann AgF aus wässrigen Lösungen als verschiedene Hydrate kristallisieren (AgF · H2O, AgF · 2 H2O und AgF · 4 H2O). Mit überschüssiger Fluorwasserstoffsäure bilden sich AgF · HF und AgF · 3 HF. In einem Liter Wasser lösen sich bei Raumtemperatur (25 °C) 1,8 kg AgF, wobei Silberf(I)-fluorid in Silber- und Fluoridionen dissoziiert:

$ \mathrm{AgF + H_2O \longrightarrow Ag^+ (aq) + F^- (aq)} $

Die Bildungsenthalpie aus den Elementen (∆Hf) beträgt −204 kJ.

Verwendung

Silber(I)-fluorid wird vor allem in der Fotografie angewendet, wobei Farbfilme mit dem besonders im UV-Bereich empfindlichen AgF beschichtet werden.[6] Silber(I)-fluorid dient als mildes Fluoridierungsmittel für Elementhalogenide und bei der Herstellung von Organofluorverbindungen durch Addition von Fluor an Doppelbindungen. Als Beispiel sei die Anlagerung von AgF an Perfluoroalkene in Acetonitril erwähnt, bei der Perfluoroalkylsilber(I)-Verbindungen entstehen: R–CF=CF2 + AgF → R–(CF–CF3)Ag.[7]

Auch bei der Behandlung von Karies wird AgF oder dessen Diamminkomplex unter dem Namen Saforide eingesetzt (siehe Weblinks).

Sicherheitshinweise

Die Handhabung von Silber(I)-fluorid ist nicht ungefährlich, da es beispielsweise mit Silicium, Titan und Calciumhydrid unter starker Hitzeentwicklung reagiert. Bei Kontakt mit Bor und Natrium besteht sogar Explosionsgefahr. Des Weiteren wirkt es ätzend auf Augen und Haut bzw. bei Einatmung in die Lunge.[2]

Siehe auch

Einzelnachweise

  1.  Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102 Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1344.
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 Eintrag zu CAS-Nr. 7775-41-9 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 21.01.07 (JavaScript erforderlich)
  3. 3,0 3,1 Datenblatt Silver(I) fluoride bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 23. April 2011.
  4. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  5. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 240-1.
  6. N. N. Greenwood, A. Earnshaw. Chemie der Elemente. 1. korr. Auflage. VCH, Weinheim, 1990, S. 1516, ISBN 3-527-26169-9
  7. W. T. Miller, , Burnard, R. J. (1968) J. Am. Chem. Soc. 90, 7367–7368.

Weblinks

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