El flúor es un elemento químico (símbolo F, número atómico 9), un no metal que pertenece al grupo de los halógenos. Es la sustancia más activa y electronegativa. A temperatura y presión normales, la molécula de flúor es un gas venenoso de color amarillo pálido con la fórmula F2. Al igual que otros haluros, el flúor molecular es muy peligroso y provoca graves quemaduras químicas en contacto con la piel.
Usar
El flúor y sus compuestos se utilizan ampliamente, incluso para la producción de productos farmacéuticos, agroquímicos, combustibles y lubricantes y textiles. El ácido fluorhídrico se usa para grabar vidrio, mientras que el plasma de flúor se usa para producir semiconductores y otros materiales. Las bajas concentraciones de iones F en la pasta de dientes y el agua potable pueden ayudar a prevenir la caries dental, mientras que en algunos insecticidas se encuentran concentraciones más altas. Muchos anestésicos generales son derivados de hidrofluorocarbonos. El isótopo 18F es una fuente de positrones para la obtención detomografía por emisión de positrones, y el hexafluoruro de uranio se utiliza para separar isótopos de uranio y producir uranio enriquecido para plantas de energía nuclear.
Historial de descubrimientos
Los minerales que contienen compuestos de flúor se conocían muchos años antes del aislamiento de este elemento químico. Por ejemplo, el mineral fluorita (o fluorita), que consiste en fluoruro de calcio, fue descrito en 1530 por George Agricola. Se dio cuenta de que podría usarse como fundente, una sustancia que ayuda a reducir el punto de fusión de un metal o mineral y ayuda a purificar el metal deseado. Por lo tanto, el flúor obtuvo su nombre en latín de la palabra fluere ("fluir").
En 1670, el soplador de vidrio Heinrich Schwanhard descubrió que el vidrio se grababa por la acción del fluoruro de calcio (espato flúor) tratado con ácido. Carl Scheele y muchos investigadores posteriores, incluidos Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimentaron con ácido fluorhídrico (HF), que se obtenía fácilmente tratando el CaF con ácido sulfúrico concentrado.
Al final, quedó claro que HF contenía un elemento previamente desconocido. Sin embargo, debido a su excesiva reactividad, esta sustancia no pudo ser aislada durante muchos años. No solo es difícil de separar de los compuestos, sino que reacciona inmediatamente con sus otros componentes. El aislamiento del flúor elemental del ácido fluorhídrico es extremadamente peligroso y los primeros intentos cegaron y mataron a varios científicos. Estas personas llegaron a ser conocidas como los mártiresflúor.”
Descubrimiento y producción
Finalmente, en 1886, el químico francés Henri Moissan logró aislar el flúor por electrólisis de una mezcla de fluoruros de potasio fundidos y ácido fluorhídrico. Por ello fue galardonado con el Premio Nobel de Química de 1906. Su enfoque electrolítico se sigue utilizando hoy en día para la producción industrial de este elemento químico.
La primera producción a gran escala de flúor comenzó durante la Segunda Guerra Mundial. Fue necesario para una de las etapas de creación de una bomba atómica como parte del Proyecto Manhattan. El flúor se utilizó para producir hexafluoruro de uranio (UF6), que a su vez se utilizó para separar los dos isótopos 235U yentre sí 238U. Hoy en día, se necesita UF6 gaseoso para producir uranio enriquecido para la energía nuclear.
Las propiedades más importantes del flúor
En la tabla periódica, el elemento está en la parte superior del grupo 17 (anteriormente grupo 7A), que se llama halógeno. Otros halógenos incluyen cloro, bromo, yodo y astato. Además, F está en el segundo período entre el oxígeno y el neón.
El flúor puro es un gas corrosivo (fórmula química F2) con un olor acre característico que se encuentra en una concentración de 20 nl por litro de volumen. Como el más reactivo y electronegativo de todos los elementos, forma fácilmente compuestos con la mayoría de ellos. El flúor es demasiado reactivo para existir en forma elemental y tiene talafinidad con la mayoría de los materiales, incluido el silicio, que no se puede preparar o almacenar en recipientes de vidrio. En el aire húmedo, reacciona con el agua para formar el igualmente peligroso ácido fluorhídrico.
El flúor, al interactuar con el hidrógeno, explota incluso a bajas temperaturas y en la oscuridad. Reacciona violentamente con el agua para formar ácido fluorhídrico y gas oxígeno. Diversos materiales, incluidos metales y vidrios finamente dispersos, arden con una llama brillante en un chorro de flúor gaseoso. Además, este elemento químico forma compuestos con los gases nobles criptón, xenón y radón. Sin embargo, no reacciona directamente con el nitrógeno y el oxígeno.
A pesar de la extrema actividad del flúor, ahora se dispone de métodos para su manipulación y transporte seguros. El elemento se puede almacenar en recipientes de acero o monel (aleación rica en níquel), ya que se forman fluoruros en la superficie de estos materiales, lo que evita una reacción posterior.
Los fluoruros son sustancias en las que el flúor está presente como un ion cargado negativamente (F-) en combinación con algunos elementos cargados positivamente. Los compuestos de flúor con metales se encuentran entre las sales más estables. Cuando se disuelven en agua, se dividen en iones. Otras formas de flúor son complejos, por ejemplo, [FeF4]-, y H2F+.
Isótopos
Hay muchos isótopos de este halógeno, desde 14F hasta 31F. Pero la composición isotópica del flúor incluye solo uno de ellos,19F, que contiene 10 neutrones, ya que es el único estable. El isótopo radiactivo 18F es una valiosa fuente de positrones.
Impacto biológico
El flúor en el cuerpo se encuentra principalmente en huesos y dientes en forma de iones. La fluoración del agua potable en una concentración de menos de una parte por millón reduce significativamente la incidencia de caries, según el Consejo Nacional de Investigación de la Academia Nacional de Ciencias de los Estados Unidos. Por otro lado, la acumulación excesiva de flúor puede provocar fluorosis, que se manifiesta en dientes moteados. Este efecto suele observarse en zonas donde el contenido de este elemento químico en el agua potable supera una concentración de 10 ppm.
El flúor elemental y las sales de fluoruro son tóxicos y deben manejarse con mucho cuidado. Debe evitarse cuidadosamente el contacto con la piel o los ojos. La reacción con la piel produce ácido fluorhídrico, que penetra rápidamente en los tejidos y reacciona con el calcio de los huesos, dañándolos permanentemente.
Flúor ambiental
La producción mundial anual del mineral fluorita es de aproximadamente 4 millones de toneladas, y la capacidad total de los depósitos explorados es de 120 millones de toneladas. Las principales zonas mineras de este mineral son México, China y Europa occidental.
El flúor se encuentra naturalmente en la corteza terrestre, donde se puede encontrar en rocas, carbón y arcilla. Los fluoruros son liberados al aire por la erosión eólica de los suelos. El flúor es el decimotercer elemento químico más abundante en la corteza terrestre: su contenidoequivale a 950 ppm. En suelos, su concentración media es de unas 330 ppm. El fluoruro de hidrógeno puede liberarse al aire como resultado de los procesos de combustión industrial. Los fluoruros que están en el aire terminan cayendo al suelo o al agua. Cuando el flúor se une a partículas muy pequeñas, puede permanecer en el aire durante largos períodos de tiempo.
En la atmósfera, 0,6 mil millonésimas partes de este elemento químico están presentes en forma de niebla salina y compuestos orgánicos de cloro. En las zonas urbanas, la concentración alcanza las 50 partes por billón.
Conexiones
El flúor es un elemento químico que forma una amplia gama de compuestos orgánicos e inorgánicos. Los químicos pueden reemplazar los átomos de hidrógeno con él, creando así muchas sustancias nuevas. Los halógenos altamente reactivos forman compuestos con gases nobles. En 1962, Neil Bartlett sintetizó hexafluoroplatinato de xenón (XePtF6). También se han obtenido fluoruros de criptón y radón. Otro compuesto es el fluorohidruro de argón, que es estable solo a temperaturas extremadamente bajas.
Aplicaciones industriales
En su estado atómico y molecular, el flúor se utiliza para el grabado con plasma en la producción de semiconductores, pantallas planas y sistemas microelectromecánicos. El ácido fluorhídrico se usa para grabar vidrio en lámparas y otros productos.
Junto con algunos de sus compuestos, el flúor es un componente importante en la producción de productos farmacéuticos, agroquímicos, combustibles y lubricantesmateriales y textiles. El elemento químico es necesario para producir alcanos halogenados (halones), que, a su vez, fueron ampliamente utilizados en sistemas de aire acondicionado y refrigeración. Posteriormente, se prohibió el uso de clorofluorocarbonos porque contribuyen a la destrucción de la capa de ozono en la atmósfera superior.
El hexafluoruro de azufre es un gas extremadamente inerte y no tóxico clasificado como gas de efecto invernadero. Sin flúor, la producción de plásticos de baja fricción como el teflón no es posible. Muchos anestésicos (por ejemplo, sevoflurano, desflurano e isoflurano) son derivados de CFC. El hexafluoroaluminato de sodio (criolita) se utiliza en la electrólisis del aluminio.
Los compuestos de fluoruro, incluido el NaF, se utilizan en las pastas dentales para prevenir las caries. Estas sustancias se agregan a los suministros de agua municipales para proporcionar la fluoración del agua, sin embargo, la práctica se considera controvertida debido al impacto en la salud humana. En concentraciones más altas, el NaF se usa como insecticida, especialmente para el control de cucarachas.
En el pasado, los fluoruros se usaban para reducir el punto de fusión de metales y minerales y aumentar su fluidez. El flúor es un componente importante en la producción de hexafluoruro de uranio, que se utiliza para separar sus isótopos. 18F, un isótopo radiactivo con una vida media de 110 minutos, emite positrones y se utiliza a menudo en la tomografía médica por emisión de positrones.
Propiedades físicas del flúor
Características básicaselemento químico de la siguiente manera:
- Masa atómica 18,9984032 g/mol.
- Configuración electrónica 1s22s22p5.
- Estado de oxidación -1.
- Densidad 1,7 g/L.
- Punto de fusión 53,53 K.
- Punto de ebullición 85,03 K.
- Capacidad calorífica 31,34 J/(K mol).
