Calciumfluorid

Kristallstruktur
_ Ca^2+ 0 _ F^−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	Fm3m (Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225[1]
Gitterparameter	a = 5,463 Å[1]
Koordinationszahlen	Ca[8], F[4]
Allgemeines
Name	Calciumfluorid
Andere Namen	Fluorit Flussspat Kalziumfluorid CALCIUM FLUORIDE (INCI)[2]
Verhältnisformel	CaF2
Kurzbeschreibung	weißer, geruchloser Feststoff[3]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7789-75-5 EG-Nummer 232-188-7 ECHA-InfoCard 100.029.262 PubChem 24617 ChemSpider 23019 DrugBank DB15962 Wikidata Q413374
Eigenschaften
Molare Masse	78,08 g·mol^−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	3,18 g·cm^−3[4]
Schmelzpunkt	1423 °C[5]
Siedepunkt	2500 °C[3]
Löslichkeit	praktisch unlöslich in Wasser (15 mg·l^−1 bei 18 °C)[3]
Brechungsindex	1,4338[6]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[3] keine GHS-Piktogramme H- und P-Sätze H: keine H-Sätze P: keine P-Sätze[3]
MAK	1 mg·m^−3[3]
Toxikologische Daten	4250 mg·kg^−1 (LD50, Ratte, oral)[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Calciumfluorid (auch Kalziumfluorid, eigentlich Calciumdifluorid) ist das Calciumsalz der Fluorwasserstoffsäure.

Eigenschaften

Calciumfluorid bildet farblose, in Wasser, Alkohol und verdünnten Säuren schwerlösliche Kristalle mit der weitverbreiteten Fluoritstruktur. Natürlich vorkommendes Calciumfluorid heißt Fluorit oder auch Flussspat und ist meist durch Verunreinigungen gelb, grün, blau, braun, beige oder violett gefärbt.

Für Ultraviolett- und Infrarotstrahlung besitzt es eine hohe Durchlässigkeit. Alkalilaugen greifen Calciumfluorid nicht an. Mit Wasserstoff und Sauerstoff erfolgt auch unter Rotglut keine Reaktion.

Reaktionen

${\displaystyle \mathrm {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ HF\uparrow +CaSO_{4}} }$

Calciumfluorid und Schwefelsäure setzen Fluorwasserstoff frei.

${\displaystyle \mathrm {Ca^{2+}+2\ F^{-}\longrightarrow CaF_{2}\downarrow } }$

Calcium-Kationen und Fluorid-Anionen bilden immer das schwerlösliche Calciumfluorid.

Vorkommen und Gewinnung

violetter Fluorit

Fluorit wird in großen Mengen, mehrere Millionen Tonnen pro Jahr, im Tage- und Tiefbau bergmännisch gewonnen. Da es mit anderen Mineralien wie Baryt (auch Schwerspat, Bariumsulfat BaSO₄), Galenit (auch Bleiglanz, PbS) und Quarz (SiO₂) vergesellschaftet ist, muss das 30–60 % CaF₂ enthaltende Roherz vor einer industriellen Verwertung aufgearbeitet werden. Hierzu wird das geförderte Erz mechanisch zerkleinert und anschließend durch (mehrstufige) Flotation auf bis zu 98 % aufkonzentriert. Als Handelsform unterscheidet man

• Kristallspat mit mehr als 99 % CaF₂
• Säurespat mit mehr als 97 % CaF₂
• Keramikspat mit mehr als 95 % CaF₂
• Hüttenspat mit mehr als 85 % CaF₂
• Metallspat mit 75–82 % CaF₂

Reines Calciumfluorid gewinnt man durch Umsatz von Fluorwasserstoff oder Hexafluorokieselsäure mit Calciumcarbonat, da ausgefälltes Calciumfluorid in Abwesenheit von Calciumcarbonat gelatinöse Konsistenz hat und daher schwer zu reinigen ist.[7]

Verwendung

Calciumfluorid ist neben den Fluoriden aus der Phosphorsäureherstellung der wichtigste Rohstoff zur Fluorherstellung. Entsprechend den oben genannten Flussspatqualitäten wird Calciumfluorid für folgende Anwendungen verwendet:

• Kristallspat zum Schleifen von Linsen und optischen Gläsern
• Säurespat für die Herstellung von Fluorwasserstoff
• Keramikspat für die Herstellung von Glas und Email
• Hüttenspat als Flussmittel und Schlacke in der Metallurgie

Weitere Anwendungen:

• Katalysator für die Kalkstickstoffherstellung
• Wegen ihrer Durchlässigkeit für ultraviolettes und infrarotes Licht werden Einkristalle in der instrumentellen Analytik und bei der Herstellung von elektronischen Schaltkreisen als Linsen verwendet.
• Wegen seiner optischen Eigenschaften – es weist eine Abbe-Zahl von 96 auf – kommen in hochwertigen Objektiven und Fernrohren Calciumfluoridlinsen in Apochromaten zum Einsatz.
• Aufgrund der gegenseitigen Kompensation der Änderung des Brechungsindex und der Wärmedehnung sind thermische Linsen nur schwach ausgeprägt. Aus diesem Grund wird Calciumfluorid als Fenster für Laserstrahlen mit hoher Leistungsdichte eingesetzt.
• Standardmineral der Mohsschen Härteskala (Härte 4).

Vorsichtsmaßnahmen

Bei Kontakt mit starken Säuren wird Fluorwasserstoff freigesetzt. Dieser ist außerordentlich giftig und stark ätzend.

Nachweis

Ätzprobe: CaF₂ mit etwas konzentrierter Schwefelsäure in ein Reagenzglas geben. Die Benetzung der Glasoberfläche ändert sich, da Fluorwasserstoffsäure HF entsteht.

Ultradünne Schichten

Nanometerdünne kristalline CaF₂-Schichten werden als Barrieren in den Festkörperheterostrukturen, insbesondere in den Resonanztunneldioden (mit CdF₂ oder Si als Quantentopf) benutzt[8]. Ferner untersucht man die Möglichkeiten ihrer Verwendung als Gateisolator in den Feldeffekttransistoren[9], statt üblicher Materialien wie SiO₂ und high-k-Oxide.

Solche Schichten werden mittels der Molekularstrahlepitaxie auf dem Silizium gewachsen[8][9]; gute Qualität wird dabei dank Ähnlichkeit der Gitterkonstanten von Si und CaF₂ gewährt.

Einzelnachweise

1. Hugo Strunz, Ernest H. Nickel: Strunz Mineralogical Tables. Chemical-structural Mineral Classification System. 9. Auflage. E. Schweizerbart’sche Verlagsbuchhandlung (Nägele u. Obermiller), Stuttgart 2001, ISBN 3-510-65188-X, S. 153 (englisch). 
2. Eintrag zu CALCIUM FLUORIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 11. Dezember 2021.
3. Eintrag zu Calciumfluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Dezember 2019. (JavaScript erforderlich)
4. Korth Kristalle: Calciumfluorid (Memento vom 21. Dezember 2015 im Internet Archive), abgerufen am 9. Dezember 2015.
5. H. Kojima, S. G. Whiteway, C. R. Masson: Melting points of inorganic fluorides. In: Canadian Journal of Chemistry. 46 (18), 1968, S. 2968–2971, doi:10.1139/v68-494.
6. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-245.
7. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 233–4.
8. M. Watanabe et al.: CaF₂/CdF₂ double-barrier Resonant Tunneling Diode with high room-temperature peak-to-valley ratio. In: Japanese Journal of Applied Physics. Band 39, 7B, 2000, S. L716, doi:10.1143/JJAP.39.L716. 
9. Ultradünne Isolatoren ebnen Weg zu weiterer Miniaturisierung bei Mikrochips. DerStandard, 28. Juli 2019, abgerufen am 27. Dezember 2023.