Flúor para niños
Datos para niños Oxígeno ← Flúor → neón |
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| Tabla completa • Tabla ampliada | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 Flúor líquido a -196 °C
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| 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] 2s2 2p5 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Electrones por nivel | 2, 7 (imagen) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Apariencia | gas pálido verde-amarillo | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propiedades atómicas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio medio | 50 pm | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Electronegatividad | 3,98 (escala de 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 débil) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Líneas espectrales |
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| Propiedades físicas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estado ordinario | Gas (no magnético) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Densidad | 1,613 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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Calor específico | 824 J/(kg·K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductividad térmica | 0,0279 W/(m·K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Isótopos más estables | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Artículo principal: Isótopos del flúor | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
El flúor es un elemento químico con el número atómico 9. Se encuentra en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es F.
A temperatura ambiente, el flúor es un gas de color verde pálido. Está formado por moléculas de dos átomos de flúor (F2). Es el elemento más electronegativo y reactivo de todos. En su forma pura, es muy peligroso y puede causar quemaduras graves si entra en contacto con la piel.
Contenido
¿Qué es el Flúor y cómo se comporta?
El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo que existe. Esto significa que le encanta unirse con otros elementos. De hecho, forma compuestos con casi todos los demás elementos, incluso con algunos gases nobles como el xenón y el radón. Su símbolo es F.
El flúor reacciona muy rápido, incluso en la oscuridad y a bajas temperaturas. Por ejemplo, reacciona de forma explosiva con el hidrógeno. El flúor puro (F2) es un gas corrosivo de color amarillo claro y es un oxidante muy fuerte. Si se le acerca a sustancias como el vidrio, metales o agua, estas pueden quemarse con una llama brillante.
En la naturaleza, el flúor siempre se encuentra combinado con otros elementos. Tiene una gran afinidad por el silicio, por lo que no se puede guardar en recipientes de vidrio.
En el agua, el flúor suele aparecer como un ion llamado fluoruro (F-). Los fluoruros son compuestos donde el ion fluoruro se une a otra parte con carga positiva.
¿Para qué se usa el Flúor?
El flúor y sus compuestos tienen muchas aplicaciones importantes:
- Se usa para fabricar politetrafluoroetileno (PTFE), más conocido como teflón. Este material se utiliza en sartenes antiadherentes y otros productos.
- También se obtienen compuestos como los clorofluorocarburos (CFC), aunque su uso se ha reducido porque afectan la capa de ozono. Ahora se usan más los hidrofluorocarburos (HFC).
- El flúor es clave en la producción de hexafluoruro de uranio (UF6). Este gas se utiliza para un proceso llamado enriquecimiento de uranio, que es importante para la energía nuclear.
- El fluoruro de hidrógeno se usa para obtener criolita sintética (Na3AlF6), que es necesaria para producir aluminio.
- Existen muchas sales de flúor con diferentes usos. Por ejemplo, el fluoruro de sodio (NaF) se usa para añadir flúor a otros productos. El difluoruro de amonio (NH4HF2) se emplea para tratar superficies o en la industria del vidrio. El trifluoruro de boro (BF3) se usa como catalizador.
- Algunos fluoruros se añaden a las pastas de dientes para ayudar a prevenir las caries. El fluoruro de sodio es un ejemplo común.
- En algunos lugares, se añade fluoruro al agua potable para proteger los dientes de las caries. Esto se hace en países como Estados Unidos, Argentina y Australia. Otros países, como Alemania, no lo permiten.
- El flúor monoatómico se utiliza en la fabricación de semiconductores, que son componentes clave en la electrónica.
- El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas que se usa en electrónica, pero también contribuye al efecto invernadero.
Historia del descubrimiento del Flúor
El flúor es tan reactivo y peligroso que fue muy difícil de aislar en su forma pura. Por eso, su descubrimiento completo tardó mucho tiempo.
El primer compuesto de flúor conocido es la fluorita (CaF2), que se descubrió en Alemania alrededor del año 1500. Se le llamaba "flúores" (del latín fluere, que significa "fluir") porque se usaba para ayudar a fundir otros minerales. El mineralogista Georgius Agricola lo describió en 1529.
En 1670, Enrique Schwandhard notó que al mezclar fluorita con algunos ácidos, se liberaba un vapor muy corrosivo que incluso dañaba el vidrio. Él usó esto para hacer grabados en vidrio, manteniendo su método en secreto.
Más tarde, en 1768, Andreas Sigismund Marggraf estudió este mineral y confirmó que el vapor atacaba el vidrio.
El químico Carl Wilhelm Scheele fue el primero en estudiar el gas en 1780. A él se le atribuye el descubrimiento del ácido fluorhídrico. Lamentablemente, murió joven, probablemente por la exposición a las sustancias con las que trabajaba.
En 1813, André-Marie Ampère propuso que el ácido fluorhídrico estaba hecho de hidrógeno y un elemento aún no descubierto. Sugirió el nombre "pthor", pero Humphry Davy prefirió el nombre "flúor".
Muchos científicos intentaron aislar el flúor puro, pero todos fallaron y sufrieron accidentes debido a su peligrosidad. Incluso Davy se intoxicó. Los hermanos Tomás y Jorge Knox, y P. Louyel, también lo intentaron con resultados similares, e incluso Louyel falleció.
Edmond Frémy fue más cuidadoso y logró obtener fluoruro de hidrógeno puro, pero no el flúor elemental.
Finalmente, el químico francés Henri Moissan, quien fue ayudante de Frémy, continuó la investigación. Después de muchos intentos y precauciones, el 26 de junio de 1886, Moissan logró aislar el flúor puro. Para ello, usó electrólisis de una mezcla de ácido fluorhídrico y fluoruro de potasio a muy bajas temperaturas, y electrodos especiales de platino e iridio. Por este logro, recibió el Premio Nobel de Química en 1906.
La primera vez que se produjo flúor a gran escala fue para un proyecto relacionado con la energía nuclear, donde se usó para separar diferentes tipos de uranio. Este proceso sigue siendo importante hoy en día.
¿Dónde se encuentra el Flúor en la naturaleza?
El flúor es el halógeno más abundante en la corteza terrestre. Se encuentra en una concentración de 950 partes por millón (ppm). En el agua de mar, hay aproximadamente 1.3 ppm.
Los minerales más importantes que contienen flúor son:
El flúor se obtiene en la industria mediante un proceso llamado electrólisis. Se usa una mezcla de fluoruro de hidrógeno (HF) y fluoruro de potasio (KF). Durante este proceso, el flúor se separa de otros elementos. Es muy importante evitar que el flúor y el hidrógeno se mezclen durante la producción, ya que podrían causar una explosión.
Compuestos importantes del Flúor
El flúor forma muchos compuestos interesantes:
- Muchos compuestos orgánicos tienen átomos de flúor en lugar de hidrógeno. Un ejemplo es el politetrafluoroetileno (PTFE), conocido como teflón.
- El fluoruro de hidrógeno (HF) es un compuesto muy corrosivo. Cuando se disuelve en agua, forma el ácido fluorhídrico. Este ácido es muy peligroso y puede causar quemaduras graves.
- El hexafluoruro de uranio (UF6) es un gas que se usa para separar los isótopos de uranio.
- El flúor también forma compuestos con otros halógenos, como el IF7, BrF5 o ClF. Estos compuestos son muy reactivos.
- La criolita natural (Na3AlF6) es un mineral que contiene flúor. Aunque antes se extraía en Groenlandia, ahora se produce de forma sintética para la fabricación de aluminio.
- El fluoruro de sodio (NaF) es un compuesto que se encuentra en las pastas de dientes y enjuagues bucales para ayudar a prevenir las caries.
¿Cómo afecta el Flúor a los seres vivos?
Aunque el flúor puro es demasiado reactivo para estar en los seres vivos, sus compuestos pueden tener efectos biológicos. Algunos compuestos naturales con flúor son raros, como el fluoroacetato de sodio, que algunas plantas usan para defenderse de los animales.
El flúor no es un nutriente esencial, pero es muy útil para prevenir las caries dentales. Su efecto principal es en la superficie del esmalte de los dientes.
Isótopos del Flúor
El flúor tiene un solo isótopo natural, el 19F. Este isótopo se puede usar en una técnica llamada espectroscopia de resonancia magnética nuclear, que ayuda a estudiar la estructura de las moléculas.
También existe un isótopo artificial, el 18F. Este isótopo emite positrones y se produce en un ciclotrón. El 18F se usa en medicina para un tipo de diagnóstico por imagen llamado tomografía por emisión de positrones (PET). Se une a moléculas orgánicas y se inyecta en el paciente. La forma en que se distribuye en el cuerpo ayuda a los médicos a detectar tumores o problemas en el corazón o el cerebro.
Precauciones al usar Flúor
El flúor y el fluoruro de hidrógeno (HF) son muy peligrosos y deben manejarse con extremo cuidado. Es fundamental evitar cualquier contacto con la piel o los ojos.
El HF anhidro (sin agua) hierve a 19 °C y sus vapores son muy irritantes y tóxicos. Los primeros científicos que lo estudiaron sufrieron graves problemas de salud por su exposición. Nunca debe mezclarse con metales alcalinos ni con amoníaco.
Tanto el flúor como los iones fluoruro son muy tóxicos. El flúor tiene un olor fuerte y se puede detectar incluso en concentraciones muy bajas, por debajo de los límites seguros para trabajar.
¿Es tóxico el Flúor?
Sí, el flúor puede ser tóxico en grandes cantidades. Su toxicidad se debe a que puede unirse a elementos importantes en el cuerpo como el zinc y el yodo. El zinc es vital para el aprendizaje, la memoria y el sistema de defensas del cuerpo. El yodo es fundamental para la tiroides y el sistema hormonal.
Un exceso de flúor también puede afectar los huesos, haciéndolos más frágiles y propensos a fracturas. En resumen, un nivel muy alto de flúor puede afectar la memoria, la salud general y la fortaleza de los huesos.
Un signo visible de exceso de flúor en niños es la aparición de manchas blancas en los dientes, ya que sus dientes aún se están formando.
Véase también
En inglés: Fluorine Facts for Kids
