El flúor es un elemento químico con el símbolo F y el número atómico 9. Es el halógeno más liviano y existe como un gas diatómico amarillo pálido altamente tóxico en condiciones estándar . Como el elemento más electronegativo , es extremadamente reactivo, ya que reacciona con casi todos los demás elementos, excepto el helio y el neón.
Entre los elementos, el flúor ocupa el puesto 24 en abundancia universal y 13 en abundancia terrestre . La fluorita , la fuente mineral primaria de flúor que dio nombre al elemento, se describió por primera vez en 1529; como se agregó a los minerales metálicos para reducir sus puntos de fusión para la fundición , el verbo latino fluo que significa "flujo" le dio al mineral su nombre. Propuesto como un elemento en 1810, el flúor demostró ser difícil y peligroso de separar de sus compuestos, y varios de los primeros experimentadores murieron o sufrieron lesiones por sus intentos. Sólo en 1886 el químico francés Henri Moissan aisló flúor elemental utilizando electrólisis a baja temperatura, un proceso aún empleado para la producción moderna. La producción industrial de gas fluorado para enriquecimiento de uranio , su mayor aplicación, comenzó durante el Proyecto Manhattan en la Segunda Guerra Mundial .
Debido al costo de refinar el flúor puro, la mayoría de las aplicaciones comerciales utilizan compuestos de flúor, con aproximadamente la mitad de la fluorita extraída utilizada en la fabricación de acero . El resto de la fluorita se convierte en fluoruro de hidrógeno corrosivo en ruta a varios fluoruros orgánicos, o en criolita , que desempeña un papel clave en el refinado de aluminio . Las moléculas que contienen un enlace carbono-flúor a menudo tienen una estabilidad química y térmica muy alta; Sus usos principales son como refrigerantes , aislamiento eléctrico y utensilios de cocina, y el último como PTFE (teflón). Los productos farmacéuticos como la atorvastatinay la fluoxetina contienen enlaces de FQ, yEl ion fluoruro inhibe las caries dentales, por lo que encuentra uso en la pasta dental y en la fluoración con agua . Las ventas globales de fluoroquímicosascienden a más de US $ 15 mil millones al año.
Los gases de fluorocarbono son generalmente gases de efecto invernadero con un potencial de calentamiento global de 100 a 20,000 veces mayor que el del dióxido de carbono . Los compuestos organofluorados a menudo persisten en el medio ambiente debido a la resistencia del enlace carbono-flúor . El flúor no tiene un papel metabólico conocido en los mamíferos; algunas plantas y esponjas de mar sintetizan venenos de organofluorina (la mayoría de las veces monofluoroacetatos) que ayudan a disuadir la depredación.
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| Flúor | |||||||||||||||
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| Pronunciación | |||||||||||||||
| Alótropos | Alfa Beta | ||||||||||||||
| Apariencia | gas: líquido amarillo muy pálido : sólido amarillo brillante : alfa es opaco, beta es transparente | ||||||||||||||
| Peso atómico estándar A r, std (F) | 18.998 403 163 (6) [1] | ||||||||||||||
| Flúor en la tabla periódica. | |||||||||||||||
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| Número atómico ( z ) | 9 | ||||||||||||||
| Grupo | grupo 17 (halógenos) | ||||||||||||||
| Período | periodo 2 | ||||||||||||||
| Bloquear | bloque p | ||||||||||||||
| Categoría de elemento | no metal reactivo | ||||||||||||||
| Configuración electronica | [ He ] 2s 2 2p 5 [2] | ||||||||||||||
Electrones por concha
| 2, 7 | ||||||||||||||
| Propiedades físicas | |||||||||||||||
| Fase en STP | gas | ||||||||||||||
| Punto de fusion | 53.48 K (−219.67 ° C, −363.41 ° F)[3] | ||||||||||||||
| Punto de ebullición | 85.03 K (−188.11 ° C, −306.60 ° F) [3] | ||||||||||||||
| Densidad (en STP) | 1.696 g / l [4] | ||||||||||||||
| cuando es liquido (a bp ) | 1.505 g / cm 3 [5] | ||||||||||||||
| Triple punto | 53.48 K, 90 kPa [3] | ||||||||||||||
| Punto crítico | 144.41 K, 5.1724 MPa [3] | ||||||||||||||
| Calor de vaporización | 6.51 kJ / mol [4] | ||||||||||||||
| Capacidad de calor molar | C p : 31 J / (mol · K) [5] (a 21.1 ° C) C v : 23 J / (mol · K) [5] (a 21.1 ° C) | ||||||||||||||
Presión de vapor
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| Propiedades atómicas | |||||||||||||||
| Estados de oxidación | −1 (oxida el oxigeno) | ||||||||||||||
| Electronegatividad | Escala de Pauling: 3.98 [2] | ||||||||||||||
| Energías de ionización | |||||||||||||||
| Radio covalente | 64 pm [7] | ||||||||||||||
| Radio de van der waals | 135 pm [8] | ||||||||||||||
Características [ editar ]
Configuración electrónica [ editar ]
Los átomos de flúor tienen nueve electrones, uno menos que el neón , y la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 5 : dos electrones en una capa interna llena y siete en una capa externa que requieren que se llene una más. Los electrones externos son ineficaces en el blindaje nuclear , y experimentan una carga nuclear efectiva alta de 9 - 2 = 7; Esto afecta las propiedades físicas del átomo. [2]
La primera energía de ionización del flúor es la tercera más alta entre todos los elementos, detrás del helio y el neón, [14] lo que complica la eliminación de los electrones de los átomos de flúor neutros. También tiene una alta afinidad electrónica , superada solo por el cloro , [15] y tiende a capturar un electrón para convertirse en isoelectrónico con el neón del gas noble; [2] tiene la mayor electronegatividad de cualquier elemento. [16] Los átomos de flúor tienen un pequeño radio covalente de alrededor de 60 picómetros , similares a los de su período con oxígeno y neón. [17][18] [nota 1]
Reactividad [ editar ]
La energía de enlace de difluorine es mucho menor que la de Cl
2 oBr
2 y similar alenlaceperóxidofácilmente escindido; esto, junto con la alta electronegatividad, explica la fácil disociación del flúor, la alta reactividad y los enlaces fuertes a los átomos que no son flúor. [19] [20] Por el contrario, los enlaces a otros átomos son muy fuertes debido a la alta electronegatividad del flúor. Las sustancias no reactivas como el acero en polvo, los fragmentos de vidrio y lasfibras deasbestoreaccionan rápidamente con el gas de flúor frío; La madera y el agua se queman espontáneamente bajo un chorro de flúor. [4] [21]
2 oBr
2 y similar alenlaceperóxidofácilmente escindido; esto, junto con la alta electronegatividad, explica la fácil disociación del flúor, la alta reactividad y los enlaces fuertes a los átomos que no son flúor. [19] [20] Por el contrario, los enlaces a otros átomos son muy fuertes debido a la alta electronegatividad del flúor. Las sustancias no reactivas como el acero en polvo, los fragmentos de vidrio y lasfibras deasbestoreaccionan rápidamente con el gas de flúor frío; La madera y el agua se queman espontáneamente bajo un chorro de flúor. [4] [21]
 Llamas brillantes durante las reacciones de flúor. | |
| El flúor reacciona con el cesio. |
Las reacciones del flúor elemental con metales requieren condiciones variables. Los metales alcalinos causan explosiones y los metales alcalinotérreos muestran una actividad vigorosa a granel; para prevenir la pasivación de la formación de capas de fluoruro metálico, la mayoría de los otros metales, como el aluminio y el hierro, deben estar en polvo, [19] y los metales nobles requieren gas fluorado puro a 300–450 ° C (575–850 ° F). [22] Algunos no metales sólidos (azufre, fósforo) reaccionan vigorosamente en flúor a temperatura de aire líquido. [23] El sulfuro de hidrógeno [23] y el dióxido de azufre [24] se combinan fácilmente con el flúor, este último a veces de manera explosiva;El ácido sulfúrico exhibe mucha menos actividad, requiriendo temperaturas elevadas. [25]
El hidrógeno , como algunos de los metales alcalinos, reacciona explosivamente con el flúor. [26] El carbono , como lámpara negra , reacciona a temperatura ambiente para producir fluorometano . El grafito se combina con flúor a más de 400 ° C (750 ° F) para producir monofluoruro de carbono no estequiométrico ; Las temperaturas más altas generan fluorocarburos gaseosos , a veces con explosiones. [27] El dióxido de carbono y el monóxido de carbono reaccionan a la temperatura ambiente o justo por encima de ella, [28] mientras que las parafinas y otras sustancias químicas orgánicas generan reacciones fuertes: [29] incluso haloalcanos completamente sustituidos , comoEl tetracloruro de carbono , normalmente incombustible, puede explotar. [30] Aunque el trifluoruro de nitrógeno es estable, el nitrógeno requiere una descarga eléctrica a temperaturas elevadas para que se produzca la reacción con flúor, debido al triple enlace muy fuerte en el nitrógeno elemental; [31] Elamoniaco puede reaccionar explosivamente. [32] [33] El oxígeno no se combina con el flúor en condiciones ambientales, pero puede hacerse reaccionar usando descargas eléctricas a bajas temperaturas y presiones; Los productos tienden a desintegrarse en sus elementos constituyentes cuando se calientan. [34] [35] [36] Halógenos más pesados [37]reaccionar fácilmente con flúor como lo hace el gas noble radón ; [38] de los otros gases nobles, solo el xenón y el criptón reaccionan, y solo en condiciones especiales. [39]
Fases [ editar ]
A temperatura ambiente, el flúor es un gas de moléculas diatómicas , [4]amarillo pálido cuando está puro (a veces descrito como amarillo-verde). [40] Tiene un característico olor a picante y penetrante similar al halógeno a 20 ppb . [41] El flúor se condensa en un líquido amarillo brillante a −188 ° C (−306 ° F), una temperatura de transición similar a la del oxígeno y el nitrógeno. [42]
El flúor tiene dos formas sólidas, α y β-flúor. Este último cristaliza a −220 ° C (−364 ° F) y es transparente y suave, con la misma estructura cúbicadesordenada del oxígeno sólido recién cristalizado, [42] [nota 2] a diferencia de los sistemas ortorrómbicos de otros halógenos sólidos. [46] [47] El enfriamiento adicional a −228 ° C (−378 ° F) induce una transición de fase en α-flúor opaco y duro, que tiene una estructura monoclínica con capas densas y angulosas de moléculas. La transición del flúor β al α es más exotérmica que la condensación del flúor y puede ser violenta. [46] [47] [nota 3]
Isótopos [ editar ]
Solo un isótopo de flúor ocurre naturalmente en abundancia, el isótopo estable 19
F . [48] Tiene una alta relación magnetogírica [nota 4] y una sensibilidad excepcional a los campos magnéticos; Debido a que también es el único isótopo estable , se usa en imágenes de resonancia magnética . [50] Se sintetizaron diecisiete radioisótopos con números de masa del 14 al 31, de los cuales 18
F es el más estable con una vida media de 109.77 minutos. Otros radioisótopos tienen vidas medias de menos de 70 segundos; La mayoría se descompone en menos de medio segundo. [51] Los isótopos17
F y 18
F sufre decaimiento β + y captura de electrones , decaimiento de isótopos más ligeros por emisión de protones y aquellos con un peso superior a 19
F experimenta β -decaimiento (los más pesados con emisión de neutrones retardada ). [51] [52] Se conocen dos isómeros metaestables del flúor, 18 m
F , con una vida media de 162 (7) nanosegundos, y 26m
F , con una vida media de 2,2 (1) milisegundos. [53]
F . [48] Tiene una alta relación magnetogírica [nota 4] y una sensibilidad excepcional a los campos magnéticos; Debido a que también es el único isótopo estable , se usa en imágenes de resonancia magnética . [50] Se sintetizaron diecisiete radioisótopos con números de masa del 14 al 31, de los cuales 18
F es el más estable con una vida media de 109.77 minutos. Otros radioisótopos tienen vidas medias de menos de 70 segundos; La mayoría se descompone en menos de medio segundo. [51] Los isótopos17
F y 18
F sufre decaimiento β + y captura de electrones , decaimiento de isótopos más ligeros por emisión de protones y aquellos con un peso superior a 19
F experimenta β -decaimiento (los más pesados con emisión de neutrones retardada ). [51] [52] Se conocen dos isómeros metaestables del flúor, 18 m
F , con una vida media de 162 (7) nanosegundos, y 26m
F , con una vida media de 2,2 (1) milisegundos. [53]
Aparición [ editar ]
Universo [ editar ]
Número atómico | Elemento | Cantidad relativa |
|---|---|---|
| 6 | Carbón | 4,800 |
| 7 | Nitrógeno | 1.500 |
| 8 | Oxígeno | 8,800 |
| 9 | Flúor | 1 |
| 10 | Neón | 1,400 |
| 11 | Sodio | 24 |
| 12 | Magnesio | 430 |
Entre los elementos más ligeros, el valor de abundancia de flúor de 400 ppb(partes por billón), la 24ª entre los elementos del universo, es excepcionalmente bajo: otros elementos, desde el carbono hasta el magnesio, son veinte o más veces más comunes. [55] Esto se debe a que los procesos de nucleosíntesis estelar desvían el flúor, y cualquier átomo de flúor creado de otra manera tiene secciones transversales nucleares altas , lo que permite una mayor fusión con hidrógeno o helio para generar oxígeno o neón, respectivamente. [55] [56]
Más allá de esta existencia transitoria, se han propuesto tres explicaciones para la presencia de flúor: [55] [57]
- durante las supernovas de tipo II , el bombardeo de los átomos de neón por los neutrinos podría transmutarlos en flúor;
- el viento solar de las estrellas Wolf-Rayet podría expulsar el flúor de cualquier átomo de hidrógeno o helio; o
- el flúor se basa en las corrientes de convección que surgen de la fusión en estrellas de ramas gigantes asintóticas .
Tierra [ editar ]
El flúor es el decimotercer elemento más común en la corteza terrestre a 600–700 ppm (partes por millón) por masa. [58] El flúor elemental en la atmósfera de la Tierra reaccionaría fácilmente con el vapor de agua atmosférico, impidiendo su ocurrencia natural; [59] [60] se encuentra solo en formas minerales combinadas, de las cuales la fluorita , la fluorapatita y la criolita son las más significativas a nivel industrial. [58] [61] Fluorita o fluorita ( CaF
2 ), colorido y abundante en todo el mundo, es la principal fuente de flúor; China y México son los principales proveedores. La extracción liderada por los EE. UU. A principios del siglo XX, pero dejó de minarse en 1995.[61] [62] [63] [64] [65] Aunque la fluorapatita (Ca5(PO4)3F) contiene la mayor parte del flúor del mundo, su una bajafraccióndemasadel 3,5% significa que la mayor parte se utiliza como fosfato. En los Estados Unidos, se obtienen pequeñas cantidades de compuestos de flúor a través delácido fluorosilícico, un subproducto de la industria del fosfato. [61] Criolita (Na
3 AlF
6 ), una vez utilizado directamente en la producción de aluminio, es el más raro y más concentrado de estos tres minerales. La principal mina comercial en la costa oeste de Groenlandia se cerró en 1987, y la mayoría de la criolita ahora se sintetiza. [61]
2 ), colorido y abundante en todo el mundo, es la principal fuente de flúor; China y México son los principales proveedores. La extracción liderada por los EE. UU. A principios del siglo XX, pero dejó de minarse en 1995.[61] [62] [63] [64] [65] Aunque la fluorapatita (Ca5(PO4)3F) contiene la mayor parte del flúor del mundo, su una bajafraccióndemasadel 3,5% significa que la mayor parte se utiliza como fosfato. En los Estados Unidos, se obtienen pequeñas cantidades de compuestos de flúor a través delácido fluorosilícico, un subproducto de la industria del fosfato. [61] Criolita (Na
3 AlF
6 ), una vez utilizado directamente en la producción de aluminio, es el más raro y más concentrado de estos tres minerales. La principal mina comercial en la costa oeste de Groenlandia se cerró en 1987, y la mayoría de la criolita ahora se sintetiza. [61]
| Mayores minerales que contienen flúor | ||
 |  |  |
| Fluorita | Fluorapatita | Criolita |
Otros minerales como el topacio contienen flúor. Los fluoruros, a diferencia de otros haluros, son insolubles y no se producen en concentraciones comercialmente favorables en aguas salinas. [61] Se detectaron trazas de organofluoros de origen incierto en erupciones volcánicas y manantiales geotérmicos. [66] La existencia de flúor gaseoso en los cristales, sugerida por el olor a antozonita triturada , es contenciosa; [67] [68] un estudio de 2012 informó la presencia de 0.04% F
2 en peso en antozonita, atribuyendo estasinclusionesa la radiación de la presencia de pequeñas cantidades deuranio.
2 en peso en antozonita, atribuyendo estasinclusionesa la radiación de la presencia de pequeñas cantidades deuranio.
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