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Flúor



Oxígeno - Flúor - Neón
 
F
Cl
Br
I  
 
 

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
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

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.

Tabla de contenidos

Características principales

El flúor es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. 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 y al agua potable para la prevención de caries.
  • 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 electrolisis 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

 

  • 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 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.
  • 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, BrF3, ClF, etcétera.
  • 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.

Papel biológico

El flúor es un oligoelemento en mamíferos en su forma de fluoruro. Se acumula en huesos y dientes dándoles una mayor resistencia. Se añaden fluoruros en pequeñas cantidades en pastas dentales y en aguas de consumo para evitar la aparición de caries.

La ingesta recomendada es de 3mg/día en adultos, en exceso puede acarrear fluorosis y esta es pigmentación amarillenta en la dentadura.

Este participa en la asimilación del calcio, previene la calcifiación de la aorta (arteria), caries dental, forma parte del esmalte dental y ayuda en la formación de huesos.

Isótopos

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 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.

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

  • 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


 
Este articulo se basa en el articulo Flúor publicado en la enciclopedia libre de Wikipedia. El contenido está disponible bajo los términos de la Licencia de GNU Free Documentation License. Véase también en Wikipedia para obtener una lista de autores.
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