Fluorur d'alumini
 | |
| Substància química | tipus d'entitat química  |
|---|---|
| Massa molecular | 83,977 Da |
| Estructura química | |
| Fórmula química | AlF₃ |
 | |
| SMILES canònic | |
| Identificador InChI | Model 3D |
| NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response () | |
El fluorur d'alumini (AlF₃) és un compost inorgànic que s'usa principalment en la producció d'alumini. Aquest sòlid incolor es pot preparar sintèticament, però també es presenta a la natura com a mineral com per exemple la rosenbergita (trihidratat) i l'oskarssonita (no hidratat).[1]
Producció[modifica]
La majoria del fluorur d'alumini es produeix en tractar la alúmina amb àcid fluorhídric gasós a 700 °C.[2] També es pot usar àcid fluorosilícic per fabricar fluorur d'alumini: H₂SiF₆ + Al₂O₃ 3H₂O → 2AlF₃ + 3SiO₂ + 4H₂O[3]
Alternativament, es fabrica per descomposició tèrmica de hexafluoroaluminat d'amoni.[4] Per preparacions de laboratori a petita escala, l'AlF₃ també pot preparar tractant hidròxid d'alumini o alumini metàl·lic amb fluorur d'hidrogen.
Estructura[modifica]
La seva estructura adopta la forma del triòxid de reni, amb octaedres AlF₆ distorsionats. Cada fluor està connectat a dos centres d'alumini. A causa de la seva estructura polimèrica tridimensional, l'AlF₃ té un alt punt de fusió. Els altres trihalurs d'alumini en estat sòlid presenten estructures diferents: l'AlCl₃ té una estructura de capa i AlBr₃ i AlI₃ són dímers moleculars.[2] També tenen baixos punts de fusió i s'evaporen fàcilment per a produir dímers. En la fase gasosa el fluorur d'alumini es troba en forma de molècules trigonals de simetria D₃H. Les longituds dels enllaços Al-F d'aquesta molècula gasosa són 163 pm.[5]
Aplicacions[modifica]
El fluorur d'alumini és un additiu important per a la producció d'alumini per electròlisi.[2] Juntament amb la criolita, redueix el punt de fusió per sota dels 1000 °C i augmenta la conductivitat de la solució. És en aquesta sal fosa on es dissol l'òxid d'alumini i després s'electrolitza per donar alumini metàl·lic.[4]
Els complexos de fluorur d'alumini s'utilitzen per estudiar els aspectes mecànics de les reaccions de fosforilació en biologia, que són d'importància fonamental per a les cèl·lules, ja que els anhídrids d'àcid fosfòric com l'ATP i el GTP controlen la majoria de les reaccions involucrades en el metabolisme, el creixement i la diferenciació.[6] L'observació que el fluorur d'alumini pot unir-se i activar proteïnes G heterotrimèriques ha demostrat ser útil per a l'estudi de l'activació de la proteïna G in vivo, per a l'elucidació d'estructures tridimensionals de diverses GTPases i per comprendre el mecanisme bioquímic de la hidròlisi de GTP incloent-hi el paper de les proteïnes activadores de GTPasa.[7]
Seguretat[modifica]
La dosi letal oral de l'animal reportada amb fluorur d'alumini (DL50) és de 0,1 g/kg.[8] L'exposició repetida o prolongada per inhalació pot causar asma i pot tenir efectes en els ossos i el sistema nerviós, el que ocasiona alteracions òssies (fluorosi) i deteriorament del sistema nerviós.
Molts dels efectes neurotòxics del fluorur es deuen a la formació de complexos de fluorur d'alumini, que imiten l'estructura química d'un fosfat i influeixen en l'activitat de les fosfohidrolases ATP i la fosfolipasa D d'ATP. Només es necessiten concentracions micromolars d'alumini per formar fluorur d'alumini.[9]
L'exposició humana a l'fluorur d'alumini pot ocórrer en un entorn industrial, com les emissions d'un procés de reducció d'alumini,o quan una persona ingereix una font de fluorur (per exemple, fluorur en aigua potable o residus de pesticides a base de fluorur) i una font d'alumini; les fonts d'exposició humana a l'alumini inclouen aigua potable, te, residus d'aliments, preparats per a lactants, antiàcids o medicaments que contenen alumini, desodorants, cosmètics i cristalleria.[9] Els productes químics de fluorització també poden contenir fluorur d'alumini.[10] Les dades sobre els efectes neurotòxics potencials de l'exposició crònica a les espècies d'alumini que hi ha a l'aigua són limitats.
Referències[modifica]
- ↑ «Óskarssonite» (en anglès). Mindat. [Consulta: 14 abril 2019].
- ↑ 2,0 2,1 2,2 Greenwood, N. N.; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements (en anglès). 2a edició. Oxford ; Boston : Butterworth-Heinemann, 1997. ISBN 9780080501093.
- ↑ Dreveton, Alain «Manufacture of Aluminium Fluoride of High Density and Anhydrous Hydrofluoric Acid from Fluosilicic Acid» (en anglès). Procedia Engineering, 46, 2012, pàg. 255–265. DOI: 10.1016/j.proeng.2012.09.471.
- ↑ 4,0 4,1 Aigueperse, Jean; Mollard, Paul; Devilliers, Didier; Chemla, Marius; Faron, Robert. Fluorine Compounds, Inorganic (en anglès). Weinheim, Germany: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2000-06-15. DOI 10.1002/14356007.a11_307. ISBN 9783527306732.
- ↑ Wiberg, Egon.. Inorganic chemistry. 1st English ed.. San Diego: Academic Press, 2001. ISBN 0123526515.
- ↑ Wittinghofer, Alfred «Signaling mechanistics: Aluminum fluoride for molecule of the year» (en anglès). Current Biology, 7, 11, 1997-11, pàg. R682–R685. DOI: 10.1016/S0960-9822(06)00355-1.
- ↑ Vincent, S.; Brouns, M.; Hart, M. J.; Settleman, J. «Evidence for distinct mechanisms of transition state stabilization of GTPases by fluoride» (en anglès). Proceedings of the National Academy of Sciences, 95, 5, 03-03-1998, pàg. 2210–2215. DOI: 10.1073/pnas.95.5.2210. ISSN: 0027-8424.
- ↑ «ALUMINUM FLUORIDE - National Library of Medicine HSDB Database». [Consulta: 14 abril 2019].
- ↑ 9,0 9,1 Fluoride in drinking water : a scientific review of EPA's standards. Washington, D.C.: National Academies Press, 2006. ISBN 0309657997.
- ↑ Mullenix, Phyllis J. «A new perspective on metals and other contaminants in fluoridation chemicals» (en anglès). International Journal of Occupational and Environmental Health, 20, 2, 2014-6, pàg. 157–166. DOI: 10.1179/2049396714Y.0000000062. ISSN: 1077-3525. PMC: PMC4090869. PMID: 24999851.