Flúor

O flúor é un elemento químico de número atómico 9 situado no grupo dos halóxenos (grupo 17) da táboa periódica dos elementos. O seu símbolo é F. É un gas a temperatura ambiente, de cor amarela pálida, formado por moléculas diatómicas F₂.

Flúor
-     9 F                                                                                                                                                                                                                                           F Cl osíxeno ← Flúor → Neon Táboa periódica dos elementos
[[Ficheiro:{{{espectro}}}|300px|center]]
Liñas espectrais do Flúor
Información xeral
Nome, símbolo, número	Flúor, F, 9
Serie química	Halóxenos
Grupo, período, bloque	17, 2, p
Densidade	1,696 kg/m3
Dureza	{{{dureza}}}
Aparencia	gas pálido verde-amarelo
N° CAS	7782-41-4
N° EINECS	{{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica	18,998403163(6)[1] u
Raio medio	50 pm
Raio atómico (calc)	42 pm
Raio covalente	71 pm
Raio de van der Waals	147 pm
Configuración electrónica	[He]2s22p5
Electróns por nivel de enerxía	2, 7
Estado(s) de oxidación	-1 (ácido forte)
Óxido
Estrutura cristalina	cúbica
Propiedades físicas
Estado ordinario	Gas (non magnético)
Punto de fusión	53,53 K
Punto de ebulición	85,03 K
Punto de inflamabilidade	{{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización	3,2698 kJ/mol
Entalpía de fusión	0,2552 kJ/mol
Presión de vapor
Temperatura crítica	K
Presión crítica	Pa
Volume molar	11,20 m3/mol
Velocidade do son	m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling)	3,98
Calor específica	824 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica	S/m
Condutividade térmica	0,0279 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización	1681,0 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización	3374,2 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización	6050,4 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización	8407,7 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización	11022,7 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización	15164,1 kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización	17868 kJ/mol
8.ª enerxía de ionización	92038,1 kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización	106434,3 kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD MeV 10F 100% estable con 10 neutróns
Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

Historia

O flúor (do latín fluere, que significa fluír) formando parte do mineral fluorita, CaF2, foi descrito en 1529 por Georgius Agricola polo seu uso como fundente, empregado para conseguir a fusión de metais ou minerais. En 1670 Schwandhard observou que se conseguía gravar o vidro cando este era exposto a fluorita que fora tratada con ácido. Karl Scheele e outros investigadores posteriores coma Humphry Davy, Gai-Lussac, Antoine Lavoisier ou Louis Thenard realizaron experimentos co ácido fluorhídrico.

Non se conseguiu illalo ata moitos anos despois debido a que cando se separaba dalgún dos seus compostos, inmediatamente reaccionaba con outras substancias. Finalmente foi o químico francés Henri Moissan quen conseguiu illalo en 1886.

A primeira produción comercial de flúor foi para a bomba atómica do Proxecto Manhattan, na obtención de hexafluoruro de uranio (UF₆), empregado para a separación de isótopos de uranio. Este proceso séguese empregando para aplicacións de enerxía nuclear na actualidade.

Características principais

O flúor é o elemento máis electronegativo e reactivo e forma compostos con practicamente todo o resto de elementos, incluíndo os gases nobres xenon e radon. Ata en ausencia de luz e a baixas temperaturas, o flúor reacciona explosivamente co hidróxeno. O flúor diatómico, F2, en condicións normais é un gas corrosivo de cor amarela case branco, fortemente oxidante. Baixo un chorro de flúor en estado gaseoso, o vidro, metais, auga e outras substancias, quéimanse nunha chama brillante. Sempre se atopa na natureza combinado e ten tal afinidade por outros elementos, especialmente có silicio, que non se pode gardar en recipientes de vidro.

Abundancia e obtención

O flúor é o halóxeno máis abundante na codia terrestre, cunha concentración de 950 ppm. Na auga de mar atópase nunha proporción de aproximadamente 1,3 ppm. Os minerais máis importantes nos que está presente son a fluorita, CaF₂, o fluorapatito, Ca₅(PO₄)₃F e a criolita, Na₃AlF₆.

Obtense mediante electrólise dunha mestura de HF e KF na que se produce a oxidación dos fluoruros:

2F^- - 2e^- → F₂

No cátodo descargase hidróxeno, polo que é necesario evitar que entren en contacto estes dous gases para evitar posibles explosións.

Precaucións

O flúor e os seus compostos deben ser manexados con gran coidado e débese evitar totalmente calquera contacto coa pel ou cos ollos. O HF anhidro ferve a 19°C i é capaz de destruír un cadáver, incluíndo os seus ósos, sendo os seus vapores moi irritantes e tóxicos.

Notas

1. CIAAW

Véxase tamén

Wikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría:  Flúor

Bibliografía

• "Táboa periódica dos elementos" (PDF). Consello da Cultura Galega, Xunta de Galicia, Real Academia Galega de Ciencias, Real Academia Galega e Ciencia Nosa. 2019.
• Bermejo, M. R.; González, A.; Vázquez, M. (2006). O nome e o símbolo dos elementos químicos (PDF). Xunta, Secretaría Xeral de Política Lingüística e CRPIH. ISBN 978-84-453-4325-8.
• Bermejo, M. R.; González, A.; Maneiro, M. (2018). Guía dos elementos químicos. Historia, propiedades e aplicacións. Xunta de Galicia e CRPIH. ISBN 978-84-453-5297-7.

Ligazóns externas

• ATSDR - ToxFAQs™: flúor, fluoruro de hidróxeno e fluoruros (en castelán)