Flúor

Oxígeno - Flúor - Neón   F Cl Br I       Tabla completa
General
Nombre, símbolo, número	Flúor, F, 9
Serie química	Halógenos
Grupo, periodo, bloque	17, 2 , p
Densidad	1,696 kg/m3
Apariencia	gas pálido verde-amarillo
Propiedades atómicas
Masa atómica	18,9984032 u
Radio medio†	50 pm
Radio atómico calculado	42 pm
Radio covalente	71 pm
Radio de Van der Waals	147 pm
Configuración electrónica	[He]2s22p5
Estados de oxidación (óxido)	-1 (ácido fuerte)
Estructura cristalina	Cúbica
Propiedades físicas
Estado de la materia	Gas (no magnético)
Punto de fusión	53,53 K
Punto de ebullición	85,03 K
Volumen molar	11,20 ×10-3 m3/mol
Entalpía de vaporización	3,2698 kJ/mol
Entalpía de fusión	0,2552 kJ/mol
Presión de vapor	Sin datos
Velocidad del sonido	Sin datos
Información diversa
Electronegatividad	3,98 (Pauling)
Calor específico	824 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica	Sin datos
Conductividad térmica	0,0279 W/(m·K)
1er potencial de ionización	1681,0 kJ/mol
2° potencial de ionización	3374,2 kJ/mol
3er potencial de ionización	6050,4 kJ/mol
4° potencial de ionización	8407,7 kJ/mol
5° potencial de ionización	11022,7 kJ/mol
6° potencial de ionización	15164,1 kJ/mol
7° potencial de ionización	17868 kJ/mol
8° potencial de ionización	92038,1 kJ/mol
9° potencial de ionización	106434,3 kJ/mol
Isótopos más estables
iso. AN Periodo de semidesintegración MD ED MeV PD 19F 100% F es estable con 10 neutrones
Plantilla:Cnpt

El flúor es un elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es F.

Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F₂. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas en contacto con la piel.

Características principales

El flúor es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante; simbolo F. Es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso, el vidrio, metales, agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de vidrio.

En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro, F^-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF₄]^-, o el H₂F⁺.

Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún resto cargado positivamente.

El flúor es un elemento químico esencial para el ser humano.

Aplicaciones

• El politetrafluoroetileno (PTFE), también denominado teflón, se obtiene a través de la polimerización de tetrafluoroetileno que a su vez es generado a partir de clorodifluorometano, que se obtiene finalmente a partir de la fluoración del correspondiente derivado halogenado con fluoruro de hidrógeno, HF.
• También a partir de HF se obtienen clorofluorocarburos (CFCs), hidroclorofluorocarburos (HCFCs) e hidrofluorocarburos (HFCs).
• Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF₆, que se emplea en el enriquecimiento en ²³⁵U.
• El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na₃AlF₆, la cual se usa en el proceso de obtención de aluminio.
• Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones. El fluoruro de sodio, NaF, se emplea como agente fluorante; el difluoruro de amonio, NH₄HF₂, se emplea en el tratamiento de superficies, anodizado del aluminio, o en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF₃, se emplea como catalizador; etc.
• Algunos fluoruros se añaden a la pasta de dientes para la prevención de caries.
• En algunos países se añade fluoruro al agua potable para favorecer la salud dental.
• Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores.
• El hexafluoruro de azufre, SF₆, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas contribuye al efecto invernadero y está recogido en el Protocolo de Kioto.

Historia

El flúor (del latín fluere, que significa "fluir") formando parte del mineral fluorita, CaF₂, fue descrito en 1529 por Georgius Agricola por su uso como fundente, empleado para conseguir la fusión de metales o minerales. En 1670 Schwandhard observó que se conseguía grabar el vidrio cuando éste era expuesto a fluorita que había sido tratada con ácido. Karl Scheele y muchos investigadores posteriores, por ejemplo Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier o Louis Thenard, realizaron experimentos con el ácido fluorhídrico (algunos de estos acabaron en tragedia).

No se consiguió aislarlo hasta muchos años después debido a que cuando se separaba de alguno de sus compuestos, inmediatamente reaccionaba con otras sustancias. Finalmente, en 1886, el químico francés Henri Moissan lo consiguió aislar.

La primera producción comercial de flúor fue para la bomba atómica del Proyecto Manhattan, en la obtención de hexafluoruro de uranio, UF₆, empleado para la separación de isótopos de uranio. Este proceso se sigue empleando para aplicaciones de energía nuclear.

Abundancia y obtención

El flúor es el halógeno más abundante en la corteza terrestre, con una concentración de 950 ppm. En el agua de mar esta se encuentra en una proporción de aproximadamente 1,3 ppm. Los minerales más importantes en los que está presente son la fluorita, CaF₂, el fluorapatito, Ca₅(PO₄)₃F y la criolita, Na₃AlF₆.

El flúor se obtiene mediante electrólisis de una mezcla de HF y KF. Se produce la oxidación de los fluoruros:

2F^- - 2e^- → F₂

En el cátodo se descarga hidrógeno, por lo que es necesario evitar que entren en contacto estos dos gases para que no haya riesgo de explosión

Compuestos

El oxigeno combustiona mejor con los HC porque siempre se forma CO₂), en cambio con flúor pueden formarse perfluorcadenas que son bastante intertes, El compuesto más oxidante puede ser el O₂)F₂) o bien el ión XeF+.El fluor se puede obtener químicamente en reacciones de ácidos de Lewis

Cristales de Fluorita (CaF₂)

• Se emplean numerosos compuestos orgánicos en los que se han sustituido formalmente átomos de hidrógeno por átomos de flúor. Hay distintas formas de obtenerlos, por ejemplo mediante reacciones de sustitución de otros halógenos: CHCl₃ + 2HF → CHClF₂ + 2HCl
  • Los CFCs se han empleado en una amplia variedad de aplicaciones, por ejemplo como refrigerantes, propelentes, agentes espumantes, aislantes, etc., pero debido a que contribuyen a la destrucción de la capa de ozono se han ido sustituyendo por otros compuestos químicos, como los HCFs. Los HCFCs también se emplean como sustitutos, pero también destruyen la capa de ozono, aunque en menor medida a largo plazo.
  • El politetrafluoroetileno (PTFE), es un polímero denominado comúnmente teflón.

El fluoruro de hidrógeno es extremadamente corrosivo y reacciona violentamente con los alcalinos y al amoniaco anhidro.Destruye el tejido hasta el hueso,más peligroso que el sulfúrico y nítrico.

• El ácido fluorhídrico es una disolución de fluoruro de hidrógeno en agua. Es un ácido débil, pero mucho más peligroso que ácidos fuertes como el clorhídrico o el sulfúrico atraviesa la piel destruye los tejidos y huesos,y es tóxico en cualquier concentración,además provoca hipòcalcemia.El HF anhidro es extraordinariamente corrosivo.

Las disoluciones de HF son mortales aún que sean diluidas.

• El hexafluoruro de uranio, UF₆, es un gas a temperatura ambiente que se emplea para la separación de isótopos de uranio.
• El flúor forma compuestos con otros halógenos presentando el estado de oxidación -1, por ejemplo, IF₇, BrF₅, ClF, etcétera.

dichos compuestos son muy reactivos el ClF₃, es aún más reactivo que el flúor así como BrF₅,

• La criolita natural, Na₃AlF₆, es un mineral que contiene flúoruros. Se extraía en Groenlandia, pero ahora está prácticamente agotada, por lo que se obtiene sintéticamente para ser empleada en la obtención de aluminio.

El HF anhidro y el ácido nítrico mezcalados disuelven a la mayoría de los metales de transición,incluido al tántalo

Papel biológico

El flúor es altamente tóxico en mamíferos. Se añaden fluoruros en pastas dentales y en aguas de consumo para evitar la aparición de caries, erradamente, especialmente en las aguas, por interesadas mamipulaciones científicas arrastradas durante décadas​ ​ ​:

"No puede mantenerse que la fluoración del agua de consumo comunitario sea segura [para la salud] ni efectiva en la reducción de la caries dental... por tanto, esta práctica debería ser abandonada". Richard Foulkes, 1992.

NO existe "ingesta mínima recomendada", dada la alta toxicidad del flúor:

"El fúor es más tóxico que el plomo y sólo ligeramenete menos que el arsénico", Clinical Toxicology of Commercial Products - 1984

"Según lo veo, hay evidencia convincente de que la adición de fluoruro sódico al suministro de agua pública en proporción de una parte por millón es extremadamente perjudicial para el cuerpo humano", Judge Flaherty, The Arthritis Trust, 1994

"La fluoración del agua es el más grande caso de fraude científico promovido por el gobierno, soportado por los contribuyentes, ayudado e instigado por la American Dental Association (ADA) y AMA, en la historia del planeta", David Kennedy, Presidente de la Academia Internacional de Medicida Oral y Toxicología

"El fluoruro sódico está registrado como veneno mata ratas y mata cucarachas. Ha sido un cotaminante protegido por mucho tiempo", William Hirzy, PhD President of the Union of Professional Employees of the EPA

"El fluoruro sódico es un producto químico muy tóxico, actuando como veneno para los encimas, irritante directo e inactivador del calcio... reacciona con el esmalte dental creciente y con los huesos produciéndoles irreversible daño", Granville Knight, MD president of the American Academy of Nutrition

"La fluoración es el más grande fraude jamás perpetrado y que ha sido perpetrado sobre más gente que ninguno otro", Albert Schatz, premio Nobel de Medicina por el descubrimiento de la estreptomicina.

"Más gente ha muerto en los últimos 30 años por cánceres conectados con la fluoración que militares en todas las guerras en la historia de EEUU." Dean Burk, PhD National Cancer Institute

"La fluoración es el más grande caso de fraude científico de este siglo [XX] si no de todos los tiempos", EPA scientist, Dr. Robert Carton (Downey, 2 May 99)

Isótopos

El flúor tiene un único isótopo natural, el ¹⁹F. El ¹⁸F es un isótopo artificial. Este isótopo tiene un número cuántico de espín nuclear de 1/2 y se puede emplear en espectroscopía de resonancia magnética nuclear. Se suele emplear como compuesto de referencia el triclorofluorometano, CFCl₃ o el trifluoroacetico TFA.

Precauciones

El flúor y el HF deben ser manejados con gran cuidado y se debe evitar totalmente cualquier contacto con la piel o con los ojos. El HF anhidro hierve a 19 °C y es capaz de destruir un cadáver, incluyendo sus huesos, sus vapores son muy irritantes y tóxicos, sus descubridores murieron por su acción. Nunca ha de mezclarse con metales alcalinos ni con amoniaco. En presencia de SbF₅, se convierte en un superácido (el HF anhidro). La capacidad de protonación es tan grande que oxida a metales como el cobre y protona al metano etc. Tanto el flúor como los iones fluoruro son altamente tóxicos. El flúor presenta un característico olor acre y es detectable en unas concentraciones tan bajas como 0,02 ppm, por debajo de los límites de exposición recomendados en el trabajo.

Referencias externas

1 Is Fluoride Really As Safe As You Are Told?

2 New Warnings About Fluoride

3 Fluoride Alert

• ATSDR en Español - ToxFAQs™: flúor, fluoruro de hidrógeno y fluoruros
• EnvironmentalChemistry.com - Fluorine
• Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del flúor.
• It's Elemental - Fluorine
• WebElements.com - Fluorine