Summary
El bifluoruro de sodio es un compuesto inorgánico de fórmula Na[HF2]. Es una sal de catión sodio (Na+) y anión bifluoruro ([HF2]-). Es un sólido blanco soluble en agua que se descompone al calentarse.[2] El bifluoruro de sodio no es inflamable, es higroscópico y tiene un olor acre.[3] El bifluoruro de sodio tiene diversas aplicaciones en la industria.
| Bifluoruro de sodio | ||
|---|---|---|
 | ||
| General | ||
| Fórmula molecular | Na[HF2] | |
| Identificadores | ||
| Número CAS | 1333-83-1[1] | |
| ChemSpider | 14213 | |
| PubChem | 23446978 219061, 23446978 | |
| UNII | 3W2KK83V5G | |
|
InChI=InChI=1S/2FH.Na/h2*1H;/q;;+1/p-1
Key: BFXAWOHHDUIALU-UHFFFAOYSA-M | ||
| Propiedades físicas | ||
| Masa molar | 61,994 g/mol | |
Reacciones
editarEl bifluoruro de sodio se disocia en ácido fluorhídrico y fluoruro de sodio:
Na[HF2] ⇌ HF + NaF
La inversa de esta reacción se emplea para eliminar el HF del flúor elemental (F2) producido por electrólisis.[4]Este equilibrio se manifiesta cuando se disuelve la sal y cuando se calienta el sólido. Característico de otros bifluoruros, reacciona con ácidos para dar HF. Ilustrativa es su reacción con bisulfato para formar sulfato sódico y fluoruro de hidrógeno.
Las bases fuertes desprotonan el bifluoruro. Por ejemplo, el hidróxido de calcio da fluoruro de calcio.[5]
Producción
editarEl bifluoruro sódico se produce neutralizando el fluoruro de hidrógeno residual, resultante de la producción de fertilizantes superfosfatados. Las bases típicas son el carbonato sódico y el hidróxido sódico. El proceso se produce en dos pasos, ilustrados con el hidróxido:[4]
HF + NaOH → NaF + H2O
HF + NaF → Na[HF2]
El bifluoruro de sodio reacciona con el agua o la piel húmeda para producir ácido fluorhídrico. También desprende ácido fluorhídrico e hidrógeno gaseoso cuando se calienta. Este producto químico puede descomponerse en contacto con ácidos fuertes, bases fuertes, metales, agua o vidrio.[3] El bifluoruro de sodio también reacciona violentamente con el cloruro de cromilo, el ácido nítrico, el fósforo rojo, el peróxido de sodio, el sulfóxido de dietilo y el Dietilzinc.[6]
Aplicaciones
editarLa principal función del bifluoruro sódico es la de precursor del fluoruro sódico, del que se producen millones de toneladas al año.[4]
Agentes de limpieza y detergentes
editarEl compuesto también tiene aplicaciones en la limpieza, aprovechando la afinidad del fluoruro por los óxidos de hierro y silicio. Por ejemplo, las fórmulas de bifluoruro sódico se utilizan para limpiar ladrillos, piedra, cerámica y mampostería. También se utiliza para grabar vidrio.[3] Otra aplicación del bifluoruro sódico es la industria química.[7] Otras aplicaciones de este compuesto son la galvanización de bañeras y el control de plagas.[8]Las aplicaciones biológicas del bifluoruro sódico incluyen la conservación de muestras zoológicas y anatómicas.[9]
Otras aplicaciones del bifluoruro sódico son como agriante de ropa.[4]
Otros usos
editarEl bifluoruro de sodio interviene en el proceso de recubrimiento de latas metálicas.
El bifluoruro de sodio también contribuye a la precipitación de iones de calcio durante el proceso de niquelado. El compuesto también contribuye a aumentar la resistencia a la corrosión de algunas aleaciones de magnesio.[10]
Precauciones
editarEl bifluoruro sódico es corrosivo e irritante en contacto con la piel y puede causar ampollas e inflamación. Su ingestión es extremadamente peligrosa. Si el compuesto entra en contacto con los ojos, puede provocar ceguera y daños en la córnea. La ingestión de polvo de bifluoruro de sodio puede provocar ardor, tos y estornudos, como resultado de la irritación de los tractos gastrointestinal y respiratorio. La exposición del compuesto a los ojos puede causar enrojecimiento, picor y lagrimeo. En casos graves, la exposición al bifluoruro de sodio puede provocar la muerte.[11]Los efectos de la intoxicación por bifluoruro de sodio pueden tardar entre 0 y 24 horas en notarse.[3]
La exposición repetida o prolongada al bifluoruro de sodio puede provocar fluorosis. No se tiene constancia de que el bifluoruro de sodio sea cancerígeno.[3]
Papel biológico y medioambiental
editarEl bifluoruro de sodio no se bioacumula. Normalmente sólo permanece en el medio ambiente durante varios días.[3]
Referencias
editar- ↑ Número CAS
- ↑ Perry, Dale L.; Handbook of Inorganic Compounds; CRC Press (2011); page 381; [1]
- ↑ a b c d e f Product Safety Data Sheet, consultado el 17 de junio de 2013.
- ↑ a b c d Aigueperse, Jean; Mollard, Paul; Devilliers, Didier; Chemla, Marius; Faron, Robert; Romano, Renée; Cuer, Jean Pierre (2005), «Fluorine Compounds, Inorganic», en Ullmann, ed., Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, doi:10.1002/14356007.a11_307.
- ↑ Sodium Bifluoride NaHF2, consultado el 28 de junio de 2013.
- ↑ Richard P. Pohanish; Stanley A. Greene (25 de agosto de 2009), Wiley Guide to Chemical Incompatibilities, John Wiley & Sons, ISBN 9780470523308, consultado el 29 de junio de 2013.
- ↑ http://www.solvaychemicals.us/SiteCollectionDocuments/sds/P19043-USA.pdf%7Cdate=May 2018 |bot=InternetArchiveBot |fix-attempted=yes }}
- ↑ Sodium Bifluoride, 14 de octubre de 2010, consultado el 26 de junio de 2013.
- ↑ Sodium Bifluorite, Solid, 2012, consultado el 26 de junio de 2013.
- ↑ Alain Tressaud, ed. (9 de abril de 2010), Functionalized Inorganic Fluorides: Synthesis, Characterization and Properties of Nanostructured Solids, John Wiley & Sons, ISBN 9780470660751, consultado el 1 de julio de 2013.
- ↑ Material Safety Data Sheet Sodium bifluoride MSDS, 9 de octubre de 2005, consultado el 13 de junio de 2013.
Enlaces externos
editar- Esta obra contiene una traducción derivada de «Sodium bifluoride» de Wikipedia en inglés, concretamente de esta versión, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.
Datos: Q1694462
Multimedia: Sodium bifluoride / Q1694462
