Silber(I)-fluorid

Kristallstruktur
	_ Ag+ 0 _ F−
Allgemeines
Name	Silber(I)-fluorid
Andere Namen	Silberfluorid; Silbermonofluorid;
Verhältnisformel	AgF
Kurzbeschreibung	gelber Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	231-895-8
ECHA-InfoCard	100.028.996
PubChem	62656
Wikidata	Q414689
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 1820 g·l−1 bei 15,5 °C)[2]
Sicherheitshinweise
H- und P-Sätze	H: 314‐410
	P: 280‐301+330+331‐303+361+353‐305+351+338‐310 [2]
MAK	0,01 mg·m−3[2]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−204,6 kJ/mol[3]
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Silber(I)-fluorid ist das Silbersalz der Flusssäure (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:[4]

\mathrm {Ag_{2}O+2\ HF\longrightarrow 2AgF+H_{2}O}

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 Silber(I)-fluorid in Silber- und Fluoridionen dissoziiert:

\mathrm {AgF+H_{2}O\longrightarrow Ag^{+}(aq)+F^{-}(aq)}

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

Verwendung

Silber(I)-fluorid wird in der Analogfotografie angewendet, wobei Farbfilme mit dem besonders im UV-Bereich empfindlichen AgF beschichtet werden.[5] 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.[6]

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

Weblinks

Datenblatt mit AgF-Struktur

Einzelnachweise

A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1344.
Eintrag zu Silber(I)-fluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 9. Januar 2019. (JavaScript erforderlich)
David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-4.
G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 240–1.
N. N. Greenwood, A. Earnshaw. Chemie der Elemente. 1. korr. Auflage. VCH, Weinheim, 1990, S. 1516, ISBN 3-527-26169-9
W. T. Miller, Burnard, R. J. (1968) J. Am. Chem. Soc. 90, 7367–7368.

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[1] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1344.

[GESTIS-2] Eintrag zu Silber(I)-fluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 9. Januar 2019. (JavaScript erforderlich)

[CRC90_5_4-3] David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-4.

[4] G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 240–1.

[5] N. N. Greenwood, A. Earnshaw. Chemie der Elemente. 1. korr. Auflage. VCH, Weinheim, 1990, S. 1516, ISBN 3-527-26169-9

[6] W. T. Miller, Burnard, R. J. (1968) J. Am. Chem. Soc. 90, 7367–7368.