Flúor
El flúor es el elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de latabla 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 máselectronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas al contacto con la piel.
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 polimerizaciónde 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 (CFC), hidroclorofluorocarburos (HClFC) ehidrofluorocarburos (HFC).
- Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF6, es el gas más pesado conocido y se emplea en el enriquecimiento de uranio 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[cita requerida]. 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 las pastas de dientes para la prevención de caries.
- En algunos países se añade fluoruro a las aguas potables para prevenir la aparición de caries, de lo que se suele avisar a la población. Algunos países como Estados Unidos o España fluoran el agua potable, mientras que otros como Alemania lo prohíben.[cita requerida]
- 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
A causa de ser tan reactivo y peligroso, el flúor no fue aislado hasta tiempos relativamente recientes, puesto que en estado puro es sumamente peligroso y es necesario manejarlo con extremo cuidado.1
El primer compuesto de flúor (del latín fluere, que significa "fluir") que se conoce data de los años 1500, en Alemania. Se trata de la fluorita (CaF2), por entonces llamada flúores, después espato de flúor. Es un mineral raro, que se funde fácilmente y era utilizado como fundente, para fundir otros minerales con mayor facilidad al mezclarlo con flúores. El mineralogista Georgius Agricola describió el mineral en 1529.1
En 1670, Enrique Schwandhard descubrió que al someter al mineral a algunos ácidos, desprendía un vapor muy corrosivo, que incluso corroía el vidrio. Utilizó esta propiedad para elaborar dibujos sobre el vidrio, por lo que mantuvo en secreto la forma de obtenerlo.2
Solo muy lentamente se avanzó en el estudio de este mineral. En 1768, Andrés Segismunod Sargraf estudió el mineral y obtuvo nuevamente el extraño vapor, informando sobre la característica que ataca al vidrio.2
Sin embargo, el primero en estudiar el gas fue Carlos Sabéele en 1780. A él se le atribuye el descubrimiento del ácido fluorhídrico. Murió a los 44 años, muy probablemente a causa de una intoxicación sistemática con los productos que manejaba.2
En 1813, Ampére hizo la hipótesis de que el ácido fluorhídrico era un compuesto de hidrógeno con un elemento todavía no descubierto. Esta hipótesis la hizo por la analogía que tiene este ácido con el muriático, del que se descubrió el cloro apenas tres años antes. Comunicó su hipótesis a Humphry Davy. Ampére sugirió el nombre de "pthor" al nuevo elemento, pero Davy se inclinó por el nombre "flúor".3 4
Desde entonces se sucedió una serie de intentos de aislar el flúor, todos fallidos, y la mayoría con accidentes de intoxicación. Comenzó el mismo Davy por medio de electrólisis, descomponiendo el fluoruro cálcico, pero no lo logró debido a que una vez aislado el flúor en el electrodo positivo, se combinaba rápidamente con cualquier elemento que estuviese cerca. En el proceso se intoxicó y probablemente a causa de eso tuvo una muerte temprana.5
En 1830 los hermanos Tomás y Jorge Knox intentaron aislar el flúor por medios químicos usando cloro. No lo lograron y también se intoxicaron seriamente.5
P. Louyel también lo intentó en la misma época, fracasando también, pero en esta ocasión la intoxicación le causó la muerte.5
Edmond Frémy (inicialmente ayudante de Louyel) abordó el tema con mucha mayor cautela y seguridad, lo que le valió librarse de la intoxicación. Regresó a la electrólisis y en el proceso fue el primero en obtener ácido fluorhídrico puro (anteriormente solo se lo obtenía mezclado con agua), pero tampoco logró el objetivo.5
El químico francés Henri Moissan, inicialmente ayudate de Frémy, continuó con el intento. probó métodos químicos (usando fluoruro de fósforo) pero fracasó por lo que decidió intentar con electrólisis. Usó fluoruro arsénico pero al comenzar a intoxicarse paso al ácido fluorhídrico, continuando la labor de su maestro. Para que condujera la electricidad agrego fluoruro de potasio al ácido fluorhídrico puro y logró la electrólisis.6 Para que el fluor no atacara al electrodo positivo, usó una aleación de platino e iridio, apoyado en fluorita como aislante, y adicionalmente realizó la electrólisis a 50 grados bajo cero.6 Finalmente, el 26 de junio de 1886, Moissan fue el primero que obtuvo flúor en forma pura, lo que le valió el Premio Nobel de Química de 1906.6 7
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 electrólisis de una mezcla de HF y KF. Se produce la oxidación de los fluoruros:
- 2F- → F2 + 2e-
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
El oxígeno combustiona mejor con los HC porque siempre se forma CO2, en cambio con flúor pueden formarse perfluorcadenas que son bastante inertes. El compuesto más oxidante puede ser el O2)F2) o bien el ion XeF+. El flúor 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 CFC 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 HCF. Los HCFC 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 fluoruros. 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 mezclados 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.8 La 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).9 Su uso sistémico es actualmente desaconsejado por muchos autores y cuanto menos controvertido.
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 espectroscopia de resonancia magnética nuclear. Se suele emplear como compuesto de referencia el triclorofluorometano, CFCl3 o el trifluoroacético TFA.
El 18F es un isótopo artificial emisor de positrones (emisor β+), que puede obtenerse por medio de un ciclotrón a partir del 18O (bajo la forma química de H218O). El 18F, por su emisión radiactiva (positrones, que al aniquilarse con los electrones del medio producen dos rayos gamma de 511 keV), se utiliza en el diagnóstico por tomografía por emisión de positrones (PET, de sus siglas en inglés), la cual tiene aplicaciones en Oncología, Neurología y Cardiología. El 18F se incorpora a moléculas orgánicas (proceso denominado "marcación con 18F"). Las mismas son aplicadas al paciente por medio de inyectables y el patrón de su distribución en el organismo permite el diagnóstico de tumores, zonas de baja perfusión cardíaca o cerebral, entre otras.
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, 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.
Toxicidad
La toxicidad del flúor viene por su afinidad a unirse al zinc (básico para el aprendizaje, la memoria y la formación de anticuerpos), y al yodo (básico para la tiroides y el sistema hormonal del cuerpo y otras funciones, siendo además el yodo quelante de mercurio), esto es similar al mercurio que se amalgama con el yodo y el zinc). Además, el exceso de flúor puede producir malformaciones oseas, aparte de un "endurecimiento y fragilidad" de los huesos con una mayor facilidad a su rotura. En definitiva, el flúor puede dañar el sistema de aprendizaje, memoria, salud, sistema hormonal, huesos, y así de energía y productividad de las personas.
En la característica de unión con el yodo, se usa el flúor para tratar "hiper-tiroidismos" (un hiperdesarrollo de la tiroides, entre otras cosas por exceso de yodo). A eliminar el yodo del cuerpo, el flúor reduce la tiroides, reduciendo su tamaño y actividad, siendo esto muy dañino para personas con tiroides normales (que hace una parte vital del sistema hormonal del cuerpo), y especialmente para las personas con una tiroides débil o hipotiroidismo. Esto se ve agravado si la persona está expuesta a contaminación por mercurio (amalgama de los dientes 55 % mercurio, lámparas halógenas/fluorescentes-cuando se funden o parpadean, contaminación minera, pescado contaminado, aire contaminado con altos niveles de diésel y del mercurio expulsado por su combustión 10 , etc.), pues el mercurio también se une al zinc y al yodo, inutilizando sus funciones, se refuerza en el daño con el flúor.
Un síntoma de intoxicación por flúor fácilmente perceptible en la población infantil (pues sus dientes están en formación), es la presencia de manchas blancas en los dientes.
A nivel histórico, como anécdotas, en los primeros experimentos de refinamiento de uranio para hacer la bomba atómica, se pensaba que toda la toxicidad del proceso venía del uso de flúor. Otra anécdota es el uso de flúor en el agua por parte de los nazis en los campos de concentración, para anular la voluntad y volver dócil a la población del campo de concentración.
| Información general | |||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Nombre, símbolo,número | Flúor, F, 9 | ||||||||||||||
| Serie química | Halógenos | ||||||||||||||
| Grupo, período, bloque | 17, 2, p | ||||||||||||||
| Masa atómica | 18,9984032 u | ||||||||||||||
| Configuración electrónica | [He]2s22p5 | ||||||||||||||
| Electrones por nivel | 2, 7 (imagen) | ||||||||||||||
| Propiedades atómicas | |||||||||||||||
| Radio medio | 50 pm | ||||||||||||||
| Electronegatividad | 3,98 (Pauling) | ||||||||||||||
| Radio atómico (calc) | 42 pm (Radio de Bohr) | ||||||||||||||
| Radio covalente | 71 pm | ||||||||||||||
| Radio de van der Waals | 147 pm | ||||||||||||||
| Estado(s) de oxidación | -1 (ácido fuerte) | ||||||||||||||
| 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 | ||||||||||||||
| Propiedades físicas | |||||||||||||||
| Estado ordinario | Gas (no magnético) | ||||||||||||||
| Densidad | 1,696 kg/m3 | ||||||||||||||
| Punto de fusión | 53,53 K (-220 °C) | ||||||||||||||
| Punto de ebullición | 85,03 K (-188 °C) | ||||||||||||||
| Entalpía de vaporización | 3,2698 kJ/mol | ||||||||||||||
| Entalpía de fusión | 0,2552 kJ/mol | ||||||||||||||
| Volumen molar | 11,20 m3/mol | ||||||||||||||
| Varios | |||||||||||||||
| Estructura cristalina | cúbica | ||||||||||||||
| N° CAS | 7782-41-4 | ||||||||||||||
| N° EINECS | 231-954-8 | ||||||||||||||
| Calor específico | 824 J/(K·kg) | ||||||||||||||
| Conductividad térmica | 0,0279 W/(K·m) | ||||||||||||||
| Isótopos más estables | |||||||||||||||
| Artículo principal: Isótopos del flúor | |||||||||||||||
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Fósforo
El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. El nombre proviene del griego φώς [fos] ‘luz’ y φόρος [foros] ‘portador’. Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA): nitrogenoideos) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz.
Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen, lo que hace que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha permitido resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación sexual.
El fósforo como molécula de Pi («fosfato inorgánico»), forma parte de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato (ATP). Además, la adición y eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación, respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotas tales como los espermatozoides.
Es un ciclo sedimentario, su reservorio es la corteza terrestre. El elemento se almacena en rocas fosfatadas y a medida que estas son erosionadas se van liberando compuestos fosfatados hacia el suelo y el agua. Luego son absorbidos por las plantas, a través de las raíces, incorporándose a los componentes vivos del sistema, a medida que pasan por los distintos niveles tróficos. Una vez que los organismos (plantas o animales) mueren, se descomponen y se libera el fósforo contenido en la materia orgánica.
Características principales
- El fósforo es un componente esencial de los organismos.
- Forma parte de los ácidos nucleicos (ADN y ARN).
- Forma parte de los huesos y dientes de los animales.
- En las plantas en una porción de 0,2 % y en los animales hasta el 1 % de su masa es fósforo.
- El fósforo común es un sólido.
- De color blanco, pero puro es incoloro.
- Un característico olor desagradable.
- Es un no metal.
- Emite luz por fosforescencia.
Existen varias formas alotrópicas del fósforo siendo las más comunes el fósforo blanco y el rojo; ambos formando estructuras tetraédricas de cuatro átomos. El fósforo blanco, extremadamente tóxico e inflamable presenta dos formas, alfa y beta, con una temperatura de transición de −3,8 °C; expuesto a la luz solar o al calor (300 °C) se transforma en fósforo rojo en reacción exotérmica. Éste es más estable y menos volátil y tóxico que el blanco y es el que se encuentra normalmente en los laboratorios y con el que se fabrican las cerillas. El fósforo negropresenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad, es el más denso que los otros dos estados y no se inflama.
Función biológica
Los compuestos del fósforo intervienen en funciones vitales para los seres vivos, por lo que está considerado como un elemento químico esencial, aunque recientes experimentos apuntan que algunas formas de vida pudieran sustituirlo por arsénico. Forma parte de la molécula de Pi («fosfato inorgánico»), así como de lasmoléculas de ADN y ARN y de los fosfolípidos en las membranas lipídicas. Las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato. Además, la adición y eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación, respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotastales como los espermatozoides.
Historia
El fósforo —del latín phosphŏrus, y éste del griego φωσφόρος, portador de luz— antiguo nombre del planeta Venus, fue descubierto por el alquimista alemán Hennig Brandt en 1669 en Hamburgo al destilar una mezcla de orina y arena (utilizó 50 cubos) mientras buscaba la piedra filosofal; al evaporar la urea obtuvo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía con una llama brillante; desde entonces, las sustancias que brillan en la oscuridad sin emitir calor se las llama fosforescentes. Brandt mantuvo su descubrimiento en secreto pero otro alquimista alemán, Kunckel, lo redescubrió en 1677 y enseñó a Boyle la forma de producirlo.
Abundancia y obtención
Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos,Rusia, Estados Unidos y otros países.
La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450 °C en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor.
Precauciones
El fósforo blanco es extremadamente venenoso —una dosis de 50 mg puede ser fatal— y muy inflamable por lo que se debe almacenar sumergido en aceite o agua para evitar su contacto con el oxígeno. El contacto con el mismo provoca combustión inmediata y violenta. Provoca quemaduras si entra en contacto con la piel. La exposición contínua al fósforo provoca la necrosis de la mandíbula.
El fósforo rojo no se inflama espontáneamente en presencia de aire y no es tóxico, pero debe manejarse con precaución ya que puede producirse la transformación en fósforo blanco y la emisión de vapores tóxicos al calentarse.
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