Flúor

De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a: navegación, búsqueda
Oxígeno ← FlúorNeón
  Simple cubic.svg Capa electrónica 009 Flúor.svg
 
9
F
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Tabla completaTabla ampliada
F,9.jpg
gas pálido verde-amarillo
Información general
Nombre, símbolo, número Flúor, F, 9
Serie química Halógenos
Grupo, período, bloque 17, 2, p
Masa atómica 18,9984032 u
Configuración electrónica [He]2s22p5
Electrones por nivel 2, 7 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio 50 pm
Electronegatividad 3,98 (Pauling)
Radio atómico (calc) 42 pm (Radio de Bohr)
Radio covalente 71 pm
Radio de van der Waals 147 pm
Estado(s) de oxidación -1 (ácido fuerte)
1.ª Energía de ionización 1681,0 kJ/mol
2.ª Energía de ionización 3374,2 kJ/mol
3.ª Energía de ionización 6050,4 kJ/mol
4.ª Energía de ionización 8407,7 kJ/mol
5.ª Energía de ionización 11022,7 kJ/mol
6.ª Energía de ionización 15164,1 kJ/mol
7.ª Energía de ionización 17868 kJ/mol
8.ª Energía de ionización 92038,1 kJ/mol
9.ª Energía de ionización 106434,3 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario Gas (no magnético)
Densidad 1,696 kg/m3
Punto de fusión 53,53 K (-220 °C)
Punto de ebullición 85,03 K (-188 °C)
Entalpía de vaporización 3,2698 kJ/mol
Entalpía de fusión 0,2552 kJ/mol
Volumen molar 11,20 m3/mol
Varios
Estructura cristalina cúbica
N° CAS 7782-41-4
N° EINECS 231-954-8
Calor específico 824 J/(K·kg)
Conductividad térmica 0,0279 W/(K·m)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del flúor
iso AN Periodo MD Ed PD
MeV
19F 100% Estable con 10 neutrones
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.

El flúor es el 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 al contacto con la piel.

Características principales[editar]

El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. 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.

Aplicaciones[editar]

Historia[editar]

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, lo que le valió el Premio Nobel de Química de 1906.[2]

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[editar]

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- → F2 + 2e-

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[editar]

El oxígeno combustiona mejor con los HC porque siempre se forma CO2), en cambio con flúor pueden formarse perfluorcadenas que son bastante inertes. El compuesto más oxidante puede ser el O2)F2) o bien el ion XeF+. El flúor 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 CFC 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 HCF. Los HCFC 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 amoníaco 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 hipocalcemia. El HF anhidro es extraordinariamente corrosivo.

Las disoluciones de HF son mortales aunque 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 fluoruros. 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 mezclados disuelven a la mayoría de los metales de transición, incluido al tántalo.

Efectos biológicos[editar]

Mapa del mundo que muestra los países en gris, blanco y varios tonos de rojo según el porcentaje de la población que consume agua potable fluorada. The U.S. and Australia stand out as bright red (which the caption identifies as the 60–80% color). Brazil and Canada are medium pink (40–60%). China, much of western Europa, and central África are light pink (1–20%). Germany, Japan, Nigeria, and Venezuela are white (<1%).
Porcentaje de la población que consume agua fluorada, tanto de manera natural como artificial.[3]
     80–100%      60–80%      40–60%      20–40%        1–20%      < 1%      Desconocido

Aunque el flúor es demasiado reactivo para tener alguna función biológica natural, se incorpora a compuestos con actividad biológica. Compuestos naturales organofluorados son raros, el ejemplo más notable es el fluoroacetato, que funciona como una defensa contra los herbívoros de plantas en al menos 40 plantas en Australia, Brasil y África.[4] El enzima adenosil-fluoruro sintasa cataliza la formación de 5'- desoxi-5'-fluoroadenosina. El flúor no es un nutriente esencial, pero su uso tópico en la prevención de la caries dental es bien reconocida. El efecto es tópico (aplicación sobre la superficie del esmalte), aunque antes de 1981 se consideró principalmente sistémico (por ingestión).[5] Su uso sistémico es actualmente desaconsejado por muchos autores y cuanto menos controvertido.

Isótopos[editar]

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

El 18F es un isótopo artificial emisor de positrones (emisor β+), que puede obtenerse por medio de un ciclotrón a partir del 18O (bajo la forma química de H218O). El 18F, por su emisión radiactiva (positrones, que al aniquilarse con los electrones del medio producen dos rayos gamma de 511 keV), se utiliza en el diagnóstico por tomografía por emisión de positrones (PET, de sus siglas en inglés), la cual tiene aplicaciones en Oncología, Neurología y Cardiología. El 18F se incorpora a moléculas orgánicas (proceso denominado "marcación con 18F"). Las mismas son aplicadas al paciente por medio de inyectables y el patrón de su distribución en el organismo permite el diagnóstico de tumores, zonas de baja perfusión cardíaca o cerebral, entre otras.

Precauciones[editar]

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, sus vapores son muy irritantes y tóxicos, sus descubridores murieron por su acción. Nunca ha de mezclarse con metales alcalinos ni con amoníaco. 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.

Toxicidad[editar]

La toxicidad del flúor viene por su afinidad a unirse al zinc (básico para el aprendizaje, la memoria y la formación de anticuerpos), y al yodo (básico para la tiroides y el sistema hormonal del cuerpo y otras funciones, siendo además el yodo quelante de mercurio), esto es similar al mercurio que se amalgama con el yodo y el zinc). Además, el exceso de flúor puede producir malformaciones oseas, aparte de un "endurecimiento y fragilidad" de los huesos con una mayor facilidad a su rotura. En definitiva, el flúor puede dañar el sistema de aprendizaje, memoria,salud, sistema hormonal, huesos, y así de energía y productividad de las personas.

En la característica de unión con el yodo, se usa el flúor para tratar "hiper-tiroidismos" (un hiperdesarrollo de la tiroides, entre otras cosas por exceso de yodo). A eliminar el yodo del cuerpo, el flúor reduce la tiroides, reduciendo su tamaño y actividad, siendo esto muy dañino para personas con tiroides normales (que hace una parte vital del sistema hormonal del cuerpo), y especialmente para las personas con una tiroides débil o hipotiroidismo. Esto se ve agravado si la persona está expuesta a contaminación por mercurio (amalgama de los dientes 55% mercurio, lámparas halógenas/fluorescentes-cuando se funden o parpadean, contaminación minera, pescado contaminado,...), pues el mercurio también se une al zinc y al yodo, inutilizando sus funciones, se refuerza en el daño con el flúor.

Un síntoma de intoxicación por flúor fácilmente perceptible en la población infantil (pues sus dientes están en formación), es la presencia de manchas blancas en los dientes.

A nivel histórico, como anécdotas, en los primeros experimentos de refinamiento de uranio para hacer la bomba atómica, se pensaba que toda la toxicidad del proceso venía del uso de flúor. Otra anécdota es el uso de flúor en el agua por parte de los nazis en los campos de concentración, para anular la voluntad y volver dócil a la población del campo de concentración.

Referencias externas[editar]

  1. http://concienciacosmetica.blogspot.com.es/2012/05/que-cantidad-de-fluor-ha-de-tener.html
  2. Isaac Asimov (1984). «Morir en el laboratorio». «El electrón es zurdo» y otros ensayos científicos (7ª edición). Alianza Editorial. p. 239-248. ISBN 84-206-1653-2. 
  3. Error en la cita: Etiqueta <ref> inválida; no se ha definido el contenido de las referencias llamadas extent
  4. Proudfoot AT, Bradberry SM, Vale JA (2006). «Sodium fluoroacetate poisoning». Toxicol Rev 25 (4):  pp. 213–9. doi:10.2165/00139709-200625040-00002. PMID 17288493. 
  5. Pizzo G, Piscopo MR, Pizzo I, Giuliana G (September 2007). «Community water fluoridation and caries prevention: a critical review». Clin Oral Investig 11 (3):  pp. 189–93. doi:10.1007/s00784-007-0111-6. PMID 17333303. 

Enlaces externos[editar]