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Flúor

Flúor
Información sobre la plantilla
Flúor2.jpg
Información general
Nombre,símbolo,número:Flúor, F, 9
Serie química:Halógenos
Grupo,período,bloque:17, 2, p
Densidad:1,696 kg/m3
Apariencia:gas pálido verde-amarillo
Propiedades atómicas
Radio medio:50 pm
Radio atómico(calc):42 pm (Radio de Bohr)
Radio covalente:71 pm
Radio de van der Walls:147 pm
Configuración electrónica:[He]2s22p5
Estado(s) de oxidación:-1 (ácido fuerte)
Estructura cristalina:cúbica
Propiedades físicas
Estado ordinario:Gas (no magnético)
Punto de fusión:53,53 K
Punto de ebullición:85,03 K
Entalpía de vaporización:3,2698 kJ/mol
Entalpía de fusión:0,2552 kJ/mol

Flúor. Es un elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica. 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.

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.

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.

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 fluoruros 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.

Estomatología

Los preparados con flúor que aplica el odontólogo en la consulta pueden estar en forma de geles, de barnices, o de soluciones (líquidos). Pero existen múltiples preparados de flúor que se usan fuera del consultorio dental.

Un modo frecuente de usar el flúor es en solución para enjuagues (colutorios). Las soluciones de mayor eficacia son las de Fluoruro sódico y existen dos modos básicos de usarlas:

  • Fluoruro sódico al 0.2%, con el que se realizará un enjuague semanal. Esta forma se usa sobre todo en programas de salud dental en colegios, asilos, etc.
  • Fluoruro sódico al 0.05%, con el que se realizará un enjuague diario después del cepillado antes de dormir. Esta forma se usa para la higiene dental domiciliaria.

Actualmente existen diversos preparados comerciales que incluyen el flúor en su fórmula. Así encontramos dentífricos con flúor, flúor en pastillas o gotas y hasta chicles con flúor.

Por último, en algunas regiones se añade flúor al agua. Los niveles óptimos de flúor en el agua son de 1 parte por millón (1 ppm), que equivale a 1 miligramo de ion flúor en 1 litro de agua.

Esta medida es controvertida, y no es aceptada en todos los países ya que no se sabe la cantidad de agua que cada cual puede beber, de modo que podrían sobrepasarse los limites de ingesta de flúor y ocasionar una fluorosis dental (la fluorosis produce manchas en los dientes).

Efectos

El flúor tiene tres efectos muy beneficiosos sobre los dientes:

  • Aumenta la resistencia del esmalte: Si se aplica flúor sobre los dientes, éste reacciona con el calcio de los mismos, formando fluoruro de calcio. En esta forma, el flúor reacciona con los cristales del esmalte dentario (la hidroxiapatita), resultando un compuesto que aumenta mucho la resistencia del esmalte.
  • Favorece la remineralización: El flúor contribuye a la remineralización del diente, al favorecer la entrada en su estructura de iones de calcio y fosfato. Esto sucede porque el flúor tiene carga negativa y atrae al calcio y fosfato cuya carga es positiva.
  • Tiene acción antibacteriana: El flúor tiene acción antibacteriana atacando a las bacterias que colonizan la superficie de los dientes.

Aunque excelente para proteger los dientes a todas las edades, los niños son el grupo que más se beneficia de su uso, ya que sus dientes aún están en formación.

También es muy útil en los adultos en los que hay pérdida de la encía por la edad o por la existencia de enfermedad periodontal. En estos casos el flúor ayuda a prevenir o eliminar la sensibilidad al frío y evita la aparición de caries en el cuello o en las raíces de los dientes.

Fluorosis

La fluorosis se produce por una ingesta excesiva y prolongada de flúor, y produce alteraciones óseas y dentarias.
Para minimizar el riesgo, la dosis a utilizar debe ser entre 0,05 y 0,07 mg. por kilogramo de peso corporal y evaluar si se está recibiendo flúor por otras fuentes.

Puede existir una intoxicación aguda por ingestión accidental de insecticidas o raticidas con sales de flúor que puede provocar la muerte.

Sin embargo, lo más frecuente es una intoxicación crónica con pequeñas cantidades de flúor, que produce una fluorosis dental. Debido a este exceso de flúor, aparecen manchas en los dientes.

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

  • 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.

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.

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.

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.

Enlaces relacionados

Referencia

  1. www.periodni.com/es/ar.html
  2. http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/1historia/ar.html
  3. WebElements.com - Fluorine (http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html)
  4. EnvironmentalChemistry.com - Fluorine (http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html)

Fuentes