Flúor Oxígeno ← Flúor → Neón -     9 F                                                                                                                                                                                                                                           F Cl Tabla completa • Tabla extendida Información general Nombre, símbolo, número Flúor, F, 9 Serie química Halógenos Grupo, período, bloque 17, 2, p Densidad 1,696 kg/m3 Dureza Mohs {{{dureza}}} Apariencia gas pálido verde-amarillo N° CAS 7782-41-4 N° EINECS 231-954-8 Propiedades atómicas Masa atómica 18,9984032 u Radio medio 50 pm Radio atómico (calc) 42 pm (Radio de Bohr) Radio iónico {{{radio_iónico}}} Radio covalente 71 pm Radio de van der Waals 147 pm Configuración electrónica He2s22p5 Electrones por nivel de energía 2, 7 (Imagen) Estado(s) de oxidación -1 (ácido fuerte) Óxido Estructura cristalina cúbica Propiedades físicas Estado ordinario Gas (no magnético) Punto de fusión 53,53 K Punto de ebullición 85,03 K Punto de inflamabilidad {{{P_inflamabilidad}}} K Entalpía de vaporización 3,2698 kJ/mol Entalpía de fusión 0,2552 kJ/mol Presión de vapor Temperatura crítica  K Presión crítica  Pa Volumen molar 11,20 m3/mol Velocidad del sonido m/s a 293.15 K (20 °C) Varios Electronegatividad (Pauling) 3,98 Calor específico 824 J/(K·kg) Conductividad térmica 0,0279 W/(K·m) 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 10.ª Energía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol Isótopos más estables iso AN Periodo MD Ed PD MeV 19F 100% Estable con 10 neutrones Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria. 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 en contacto con la piel. Contenido 1 Características principales 2 Aplicaciones 3 Historia 4 Abundancia y obtención 5 Compuestos 6 Efectos biológicos 7 Isótopos 8 Precauciones 9 Referencias externas 10 Enlaces externos // editar Características principales 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. editar 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. editar 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, lo que le valió el Premio Nobel de Química de 1906.1 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. editar 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 editar 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 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 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 editar Efectos biológicos 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.2 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).3 Su uso sistémico es actualmente desaconsejado por muchos autores y cuando menos controvertido. editar 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. editar 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 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. editar Referencias externas ↑ 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.  ↑ 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.  ↑ 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.  editar Enlaces externos 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 Vídeo en Google sobre Fluoración