El Flúor (del L. Fluere, que significa «fluir»), es un elemento químico de la tabla periódica que tiene el símbolo F y el número atómico 9. Es un halógeno gaseoso univalente de color amarillo pálido y venenoso que es el más reactivo químicamente y electronegativo de todos los elementos. En su forma pura, es altamente peligroso, provocando graves quemaduras químicas en contacto con la piel.

Oxígeno – Flúor – Neón F Cl
Generalidades
Nombre, Símbolo, Número	Fluorina, F, 9
Serie	Halógenos
Grupo, Período, Bloque	17 (VIIA), 2 , p
Densidad, Dureza	1.696 kg/m3 (273 K), NA
Aspecto	de gas amarillo verdoso pálido
Propiedades atómicas
Peso atómico	18.9984 amu
Radio atómico (calc.)	50 (42) pm
Radio covalente	71 pm
Radio van der Waals	147 pm
Configuración electrónica	2s2 2p5
e- por nivel de energía	2, 7
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 (-363,32 °F)
Punto de ebullición	85,03 K (-306,62 °F)
Volumen polar	11.20 ×10-6 m3/mol
Calor de vaporización	3,2698 kJ/mol
Calor de fusión	0.2552 kJ/mol
Presión de vapor	sin datos
Velocidad del sonido	sin datos
Varios
Electronegatividad	3.98 (escala de Pauling)
Capacidad calorífica específica	824 J/(kg*K)
Conductividad eléctrica	sin datos
Conductividad térmica	0.0279 W/(m*K)
Potencial de primera ionización	1681,0 kJ/mol
Potencial de segunda ionización	3374.2 kJ/mol
3er potencial de ionización	6050,4 kJ/mol
4º potencial de ionización	8407,7 kJ/mol
5º potencial de ionización	11022.7 kJ/mol
6º potencial de ionización	15164,1 kJ/mol
7º potencial de ionización	17868 kJ/mol
8º potencial de ionización	92038.1 kJ/mol
9º potencial de ionización	106434,3 kJ/mol
Se utilizan las unidades de STP & excepto cuando se indica.

Características notables

El flúor puro es un gas corrosivo de color amarillo pálido que es un potente agente oxidante. Es el más reactivo y electronegativo de todos los elementos, y forma compuestos con la mayoría de los demás elementos, incluidos los gases nobles xenón y radón. Incluso en condiciones oscuras y frías, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. En un chorro de gas flúor, el vidrio, los metales, el agua y otras sustancias arden con una llama brillante. Siempre se presenta combinado y tiene tal afinidad por la mayoría de los elementos, especialmente el silicio, que no puede prepararse ni debe guardarse en recipientes de vidrio.

En solución acuosa, el flúor se presenta comúnmente como el ion fluoruro F-. Otras formas son los fluorocomplejos (como -) o H2F+.

Los fluoruros son compuestos que combinan el flúor con algún resto cargado positivamente. A menudo están formados por iones.

Aplicaciones

El flúor se utiliza en la producción de plásticos de baja fricción como el teflón, y en halones como el freón. Otros usos:

• El ácido fluorhídrico (fórmula química HF) se utiliza para grabar el vidrio de las bombillas y otros productos.
• El flúor monoatómico se utiliza para la limpieza por plasma en la fabricación de semiconductores.
• El flúor, junto con sus compuestos, se utiliza en la producción de uranio (a partir del hexafluoruro) y en más de 100 productos fluoroquímicos comerciales diferentes, incluidos muchos plásticos de alta temperatura.
• Los fluoroclorohidrocarburos se utilizan mucho en el aire acondicionado y en la refrigeración. Los clorofluorocarbonos han sido prohibidos para estas aplicaciones porque se sospecha que contribuyen al agujero de ozono. El hexafluoruro de azufre es un gas extremadamente inerte y no tóxico. Estas clases de compuestos son potentes gases de efecto invernadero.
• El hexafluoroaluminato de potasio, la llamada criolita, se utiliza en la electrólisis del aluminio.
• El fluoruro de sodio se ha utilizado como insecticida, especialmente contra las cucarachas.
• Algunos otros fluoruros se añaden a menudo a la pasta de dientes y (de forma algo controvertida) a los suministros de agua municipales para prevenir las caries dentales.

Algunos investigadores han estudiado el gas flúor elemental como posible propulsor de cohetes debido a su impulso específico excepcionalmente alto.

Historia

El flúor (L fluere que significa flujo o caudal) en forma de fluorita fue descrito en 1529 por Georigius Agricola por su uso como fundente, que es una sustancia que se utiliza para promover la fusión de metales o minerales. En 1670, Schwandhard descubrió que el vidrio se grababa cuando se exponía a la fluorita tratada con ácido. Karl Scheele y muchos investigadores posteriores, como Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier y Louis Thenard, experimentaron con el ácido fluorhídrico (algunos experimentos acabaron en tragedia).

Este elemento no se aisló durante muchos años después debido a que cuando se separa de uno de sus compuestos ataca inmediatamente a los materiales restantes del mismo. Finalmente, en 1886 el flúor fue aislado por Henri Moissan tras casi 74 años de esfuerzos continuos.

La primera producción comercial de flúor fue para el proyecto Manhattan de la bomba atómica en la Segunda Guerra Mundial, donde se utilizó el compuesto hexafluoruro de uranio (UF6) para separar los isótopos del uranio. Este proceso se sigue utilizando hoy en día en aplicaciones de energía nuclear.

Compuestos

El flúor puede sustituir a menudo al hidrógeno cuando aparece en compuestos orgánicos. Mediante este mecanismo, el flúor puede tener un número muy grande de compuestos. Los compuestos de flúor que implican gases nobles se han confirmado con fluoruros de criptón, radón y xenón. Este elemento se recupera de la fluorita, la criolita y la fluorapatita.

Precauciones

El flúor y el HF deben manipularse con mucho cuidado y debe evitarse estrictamente cualquier contacto con la piel y los ojos.

Tanto el flúor elemental como los iones fluoruro son muy tóxicos. Cuando es un elemento libre, el flúor tiene un olor acre característico que es detectable en concentraciones tan bajas como 20 ppb. Se recomienda que la concentración máxima permitida para una exposición diaria ponderada en el tiempo de 8 horas sea de 1 ppm (menor que, por ejemplo, el cianuro de hidrógeno)

Sin embargo, los procedimientos de manipulación segura permiten el transporte de flúor líquido por toneladas.

Referencia

• Laboratorio Nacional de Los Álamos – Flúor (http://periodic.lanl.gov/elements/9.html)

• WebElements.com – Fluorine (http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html)
• EnvironmentalChemistry.com – Fluorine (http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html)
• It’s Elemental – Fluorine (http://education.jlab.org/itselemental/ele009.html)