Flúor

Flúor,  ₉ F

Flúor líquido (F 2 a temperatura extremadamente baja )
Flúor
Pronunciación	/ ˈf lʊər iː n /​​ / ˈ f l ɔːr iː n / ( FLOR -een )
Alótropos	alfa, beta (ver Alótropos del flúor )
Apariencia	gas: amarillo muy pálido líquido: amarillo brillante sólido: alfa es opaco, beta es transparente
Peso atómico estándar A r °(F)
	18,998 403 162 ± 0,000 000 005 [1] 18,998 ± 0,001  ( abreviado ) [2]
El flúor en la tabla periódica
Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbón Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Cloro Argón Potasio Calcio Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Zinc Galio Germanio Arsénico Selenio Bromo Criptón Rubidio Estroncio Itrio Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Telurio Yodo Xenón Cesio Bario Lantano Cerio Praseodimio Neodimio Prometeo Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio Hafnio Tantalio Tungsteno Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio (elemento) Talio Dirigir Bismuto Polonio Astato Radón Francio Radio Actinio Torio Protactinio Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelio Lawrence Rutherfordio Dubnio Seaborgio Bohrio Hassio Meitnerio Darmstadtio Roentgenio Copérnico Nihonio Flerovio Moscovio Livermorio Tennessee Oganesón – ↑ F ↓ Cl oxígeno ← flúor → neón
Número atómico ( Z )	9
Grupo	grupo 17 (halógenos)
Período	periodo 2
Bloquear	bloque p
Configuración electrónica	[ Él ] 2s 2 2p 5 [3]
Electrones por capa	2, 7
Propiedades físicas
Fase en  STP	gas
Punto de fusión	(F 2 ) 53,48  K ​(−219,67 °C, ​−363,41 °F) [4]
Punto de ebullición	(F 2 ) 85,03 K (−188,11 °C, −306,60 °F) [4]
Densidad (en condiciones normales)	1,696 g/L [5]
Cuando está líquido (a  punto de ebullición )	1,505 g/cm3 [ 6]
Punto triple	53,48 K, 0,252 kPa [7]
Punto crítico	144,41 K, 5,1724 MPa [4]
Calor de vaporización	6,51 kJ/mol [5]
Capacidad calorífica molar	C p : 31 J/(mol·K) [6] (a 21,1 °C) C v : 23 J/(mol·K) [6] (a 21,1 °C)
Presión de vapor P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 mil 100 mil en  T  (K) 38 44 50 58 69 85
Propiedades atómicas
Estados de oxidación	común: −1, 0, [8]
Electronegatividad	Escala de Pauling: 3,98 [3]
Energías de ionización	1º: 1681 kJ/mol 2º: 3374 kJ/mol 3º: 6147 kJ/mol ( más ) [9]
Radio covalente	64  horas [10]
Radio de Van der Waals	135 horas [11]
Líneas espectrales del flúor
Otras propiedades
Ocurrencia natural	primordial
Estructura cristalina	cúbico
Conductividad térmica	0,02591 W/(m⋅K) [12]
Ordenamiento magnético	diamagnético (−1,2×10 −4 ) [13] [14]
Número CAS	7782-41-4 [3]
Historia
Nombramiento	del mineral fluorita , cuyo nombre deriva del latín fluo (fluir, en fundición)
Descubrimiento	André-Marie Ampère (1810)
Primer aislamiento	Henri Moissan [3] (26 de junio de 1886)
Nombrado por	Humphry Davy André-Marie Ampère
Isótopos del flúor en mi
Isótopos principales Decadencia abundancia vida media ( t 1/2 ) modo producto 18 F rastro 109,734 minutos β + 18 O 19 F 100% estable [15]
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El flúor es un elemento químico de símbolo F y número atómico 9. Es el halógeno más ligero ^{[nota 1]} y existe en condiciones estándar como gas diatómico de color amarillo pálido . El flúor es extremadamente reactivo , ya que reacciona con todos los demás elementos, excepto con los gases inertes ligeros . Es altamente tóxico .

Entre los elementos, el flúor ocupa el puesto 24 en abundancia cósmica y el 13 en abundancia cortical . La fluorita , la fuente mineral primaria de flúor, que dio al elemento su nombre, fue descrita 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 ' fluir ' dio al mineral su nombre. Propuesto como elemento en 1810, el flúor resultó difícil y peligroso de separar de sus compuestos, y varios de los primeros experimentadores murieron o sufrieron lesiones en sus intentos. Solo en 1886 el químico francés Henri Moissan aisló el flúor elemental utilizando electrólisis a baja temperatura , un proceso que todavía se emplea para la producción moderna. La producción industrial de gas flúor para el enriquecimiento de uranio , su aplicación más importante, 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, y aproximadamente la mitad del fluorito extraído se utiliza en la fabricación de acero . El resto del fluorito se convierte en fluoruro de hidrógeno en el camino hacia varios fluoruros orgánicos, o en criolita , que desempeña un papel clave en el refinado del aluminio . El enlace carbono-flúor suele ser muy estable. Los compuestos organofluorados se utilizan ampliamente como refrigerantes , aislamiento eléctrico y PTFE (teflón). Los productos farmacéuticos como la atorvastatina y la fluoxetina contienen enlaces C-F. El ion fluoruro de las sales de fluoruro disueltas inhibe las caries dentales y, por lo tanto, se utiliza en la pasta de dientes y la fluoración del agua . Las ventas mundiales de productos químicos fluorados ascienden a más de 15 mil millones de dólares estadounidenses al año.

Los gases fluorocarbonados son generalmente gases de efecto invernadero con potenciales de calentamiento global de 100 a 23.500 veces el del dióxido de carbono , y _el SF6 tiene el potencial de calentamiento global más alto de cualquier sustancia conocida. Los compuestos organofluorados a menudo persisten en el medio ambiente debido a la fuerza del enlace carbono-flúor. El flúor no tiene un papel metabólico conocido en los mamíferos; algunas plantas y esponjas marinas sintetizan venenos organofluorados (más a menudo monofluoroacetatos ) que ayudan a disuadir la depredación. ^[16]

Los átomos de flúor tienen nueve electrones, uno menos que el neón , y la configuración electrónica es 1s ² 2s ² 2p ⁵ : dos electrones en una capa interna llena y siete en una capa externa que requiere uno más para llenarse. Los electrones externos son ineficaces como blindaje nuclear y experimentan una alta carga nuclear efectiva de 9 − 2 = 7; esto afecta las propiedades físicas del átomo. ^[3]

La primera energía de ionización del flúor es la tercera más alta entre todos los elementos, detrás del helio y el neón, ^[17] lo que complica la eliminación de electrones de los átomos de flúor neutros. También tiene una alta afinidad electrónica , solo superada por el cloro , ^[18] y tiende a capturar un electrón para volverse isoelectrónico con el gas noble neón; ^[3] tiene la electronegatividad más alta de cualquier elemento reactivo. ^[19] Los átomos de flúor tienen un radio covalente pequeño de alrededor de 60  picómetros , similar al de sus vecinos de período, el oxígeno y el neón. ^{[20] [21] [nota 2]}

Videos externos
Llamas brillantes durante las reacciones del flúor
El flúor reacciona con el cesio

La energía de enlace del difluorino es mucho menor que la del Cl
₂o Br
₂y similar al enlace de peróxido fácilmente escindido ; esto, junto con la alta electronegatividad, explica la fácil disociación del flúor , la alta reactividad y los fuertes enlaces con átomos que no son flúor. ^{[22] [23]} Por el contrario, los enlaces con 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 las fibras de asbesto reaccionan rápidamente con el gas flúor frío; la madera y el agua se queman espontáneamente bajo un chorro de flúor. ^{[5] [24]}

Las reacciones del flúor elemental con los metales requieren condiciones variables. Los metales alcalinos causan explosiones y los metales alcalinotérreos muestran una actividad vigorosa en masa; para evitar la pasivación por la formación de capas de fluoruro metálico, la mayoría de los demás metales, como el aluminio y el hierro, deben pulverizarse ^[22] , y los metales nobles requieren gas flúor puro a 300–450 °C (572–842 °F). ^[25] Algunos no metales sólidos (azufre, fósforo) reaccionan vigorosamente en flúor líquido [ ^26] El sulfuro de hidrógeno ^[26] y el dióxido de azufre ^[27] se combinan fácilmente con el flúor, este último a veces de forma explosiva; el ácido sulfúrico muestra mucha menos actividad, lo que requiere temperaturas elevadas ^[28]

El hidrógeno , como algunos de los metales alcalinos, reacciona explosivamente con el flúor. ^[29] El carbono , como negro de humo , reacciona a temperatura ambiente para producir tetrafluorometano . El grafito se combina con flúor por encima de los 400 °C (752 °F) para producir monofluoruro de carbono no estequiométrico ; las temperaturas más altas generan fluorocarbonos gaseosos , a veces con explosiones. ^[30] El dióxido de carbono y el monóxido de carbono reaccionan a temperatura ambiente o justo por encima de ella, ^[31] mientras que las parafinas y otros productos químicos orgánicos generan reacciones fuertes: ^{[32] incluso} los haloalcanos completamente sustituidos como el tetracloruro de carbono , normalmente incombustibles, pueden explotar. ^[33] Aunque el trifluoruro de nitrógeno es estable, el nitrógeno requiere una descarga eléctrica a temperaturas elevadas para que se produzca la reacción con el flúor, debido al triple enlace muy fuerte en el nitrógeno elemental; ^[34] el amoníaco puede reaccionar explosivamente. ^{[35] [36]} El oxígeno no se combina con el flúor en condiciones ambientales, pero se puede hacer reaccionar mediante descarga eléctrica a bajas temperaturas y presiones; los productos tienden a desintegrarse en sus elementos constituyentes cuando se calientan. ^{[37] [38] [39]} Los halógenos más pesados ^​​[40] reaccionan fácilmente con el flúor, al igual que el gas noble radón ; ^[41] de los otros gases nobles, solo el xenón y el criptón reaccionan, y solo en condiciones especiales. ^[42] El argón no reacciona con el gas flúor; ​​sin embargo, forma un compuesto con flúor, el fluorohidruro de argón .

A temperatura ambiente, el flúor es un gas de moléculas diatómicas , ^[5] de color amarillo pálido cuando está puro (a veces descrito como amarillo verdoso). ^[43] Tiene un olor característico, penetrante y penetrante similar al del halógeno, detectable a 20  ppb . ^[44] El flúor se condensa en un líquido amarillo brillante a −188 °C (−306,4 °F), una temperatura de transición similar a las del oxígeno y el nitrógeno. ^[45]

El flúor tiene dos formas sólidas, α- y β-flúor. Este último cristaliza a −220 °C (−364,0 °F) y es transparente y blando, con la misma estructura cúbica desordenada del oxígeno sólido recién cristalizado, ^{[45] [nota 3]} a diferencia de los sistemas ortorrómbicos de otros halógenos sólidos. ^{[47] [48]} Un enfriamiento posterior a −228 °C (−378,4 °F) induce una transición de fase hacia el α-flúor opaco y duro, que tiene una estructura monoclínica con capas densas y anguladas de moléculas. La transición de β- a α-flúor es más exotérmica que la condensación del flúor y puede ser violenta. ^{[47] [48]}

Sólo un isótopo de flúor se encuentra de forma natural en abundancia: el isótopo estable¹⁹
F. ^[49] 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 utiliza en imágenes por resonancia magnética . ^[51] Se han sintetizado dieciocho radioisótopos con números de masa 13-31, de los cuales¹⁸
El F es el más estable con una vida media de 109,734 minutos. ^{[52] [53] 18}
El F es un radioisótopo traza natural producido por la espalación de los rayos cósmicos del argón atmosférico , así como por la reacción de los protones con el oxígeno natural: ¹⁸ O + p → ¹⁸ F + n. ^[54] Otros radioisótopos tienen vidas medias inferiores a 70 segundos; la mayoría se desintegran en menos de medio segundo. ^[55] Los isótopos¹⁷
F y¹⁸
Los isótopos ^más ligeros se desintegran por emisión de protones y los más pesados ​​se desintegran por emisión de electrones .¹⁹
El flúor sufre una desintegración β ⁻ (los más pesados ​​con emisión de neutrones retardada ). ^{[55] [56]} Se conocen dos isómeros metaestables del flúor,^{18 m}
F , con una vida media de 162(7) nanosegundos, y^{26 millones}
F , con una vida media de 2,2(1) milisegundos. ^[57]

Entre los elementos más ligeros, el valor de abundancia del flúor de 400  ppb (partes por mil millones) –el 24º entre los elementos del universo– es excepcionalmente bajo: otros elementos, desde el carbono hasta el magnesio, son veinte o más veces más comunes. ^[59] Esto se debe a que los procesos de nucleosíntesis estelar pasan por alto el flúor, y cualquier átomo de flúor creado de otra manera tiene secciones transversales nucleares altas , lo que permite que las colisiones con hidrógeno o helio generen oxígeno o neón respectivamente. ^{[59] [60]}

Más allá de esta existencia transitoria, se han propuesto tres explicaciones para la presencia de flúor: ^{[59] [61]}

• Durante las supernovas de tipo II , el bombardeo de átomos de neón por neutrinos podría transmutarlos en flúor;
• El viento solar de las estrellas Wolf-Rayet podría alejar el flúor de los átomos de hidrógeno o helio; o
• El flúor se libera en corrientes de convección que surgen de la fusión en estrellas de la rama gigante asintótica .

El flúor es el decimotercer elemento más común en la corteza terrestre , con 600–700 ppm (partes por millón) en masa. ^[62] Aunque se cree que no se encuentra de forma natural, se ha demostrado que el flúor elemental está presente como una oclusión en la antozonita, una variante de la fluorita. ^[63] La mayor parte del flúor existe como minerales que contienen flúor. La fluorita , la fluorapatita y la criolita son los más importantes a nivel industrial. ^{[62] [64]} La fluorita ( CaF
₂), también conocida como espato flúor, abundante en todo el mundo, es la principal fuente de fluoruro y, por lo tanto, de flúor. China y México son los principales proveedores. ^{[64] [65] [66] [67] [68]} La fluorapatita (Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ F), que contiene la mayor parte del fluoruro del mundo, es una fuente inadvertida de fluoruro como subproducto de la producción de fertilizantes. ^[64] La criolita ( Na
₃AlF
₆), que se utiliza en la producción de aluminio, es el mineral más rico en flúor. Se han agotado las fuentes naturales económicamente viables de criolita y ahora la mayor parte se sintetiza comercialmente. ^[64]

• 
  Fluorita: Masa globular rosa con facetas cristalinas.
• 
  Fluorapatita: Cristal prismático largo, de brillo opaco , que sobresale en ángulo de la matriz de una roca similar a un agregado.
• 
  Criolita: Un contorno en forma de paralelogramo con moléculas diatómicas dispuestas en dos capas.

Otros minerales como el topacio contienen flúor. Los fluoruros, a diferencia de otros haluros, son insolubles y no se encuentran en concentraciones comercialmente favorables en aguas salinas. ^[64] Se han detectado trazas de organofluorados de origen incierto en erupciones volcánicas y manantiales geotermales. ^[69] La existencia de flúor gaseoso en cristales, sugerida por el olor de la antozonita triturada , es controvertida; ^{[70] [63]} un estudio de 2012 informó la presencia de 0,04% de F
₂en peso en antozonita, atribuyendo estas inclusiones a la radiación de la presencia de pequeñas cantidades de uranio . ^[63]

En 1529, Georgius Agricola describió la fluorita como un aditivo utilizado para reducir el punto de fusión de los metales durante la fundición . ^{[71] [72] [nota 5]} Escribió la palabra latina fluorēs ( flúor, fluir) para las rocas de fluorita. El nombre luego evolucionó a espato flúor (aún usado comúnmente) y luego a fluorita . ^{[65] [76] [77]} Más tarde se determinó que la composición de la fluorita era difluoruro de calcio . ^[78]

El ácido fluorhídrico se utilizó en el grabado de vidrio desde 1720 en adelante. ^{[nota 6]} Andreas Sigismund Marggraf lo caracterizó por primera vez en 1764 cuando calentó fluorita con ácido sulfúrico, y la solución resultante corroyó su recipiente de vidrio. ^{[80] [81]} El químico sueco Carl Wilhelm Scheele repitió el experimento en 1771 y nombró al producto ácido fluss-spats-syran (ácido de espato flúor). ^{[81] [82]} En 1810, el físico francés André-Marie Ampère sugirió que el hidrógeno y un elemento análogo al cloro constituían el ácido fluorhídrico. ^[83] También propuso en una carta a Sir Humphry Davy fechada el 26 de agosto de 1812 que esta sustancia entonces desconocida podría llamarse flúor a partir del ácido fluorórico y el sufijo -ino de otros halógenos. ^{[84] [85]} Esta palabra, a menudo con modificaciones, se utiliza en la mayoría de los idiomas europeos; Sin embargo, los griegos, rusos y algunos otros, siguiendo la sugerencia posterior de Ampère, utilizan el nombre ftor o derivados, del griego φθόριος ( phthorios , destructivo). ^[86] El nombre del latín nuevo fluorum le dio al elemento su símbolo actual F ; Fl se utilizó en los primeros documentos. ^{[87] [nota 7]}

Los estudios iniciales sobre el flúor fueron tan peligrosos que varios experimentadores del siglo XIX fueron considerados "mártires del flúor" después de las desgracias con el ácido fluorhídrico. ^{[nota 8]} El aislamiento del flúor elemental se vio obstaculizado por la extrema corrosividad tanto del flúor elemental en sí como del fluoruro de hidrógeno, así como por la falta de un electrolito simple y adecuado . ^{[78] [88]} Edmond Frémy postuló que la electrólisis del fluoruro de hidrógeno puro para generar flúor era factible e ideó un método para producir muestras anhidras a partir de bifluoruro de potasio acidificado ; en cambio, descubrió que el fluoruro de hidrógeno resultante (seco) no conducía la electricidad. ^{[78] [88] [89]} El ex alumno de Frémy, Henri Moissan , perseveró y, después de mucho ensayo y error, descubrió que una mezcla de bifluoruro de potasio y fluoruro de hidrógeno seco era un conductor, lo que permitía la electrólisis. Para evitar la rápida corrosión del platino en sus celdas electroquímicas , enfrió la reacción a temperaturas extremadamente bajas en un baño especial y forjó celdas a partir de una mezcla más resistente de platino e iridio , y utilizó tapones de fluorita. ^{[88] [90]} En 1886, después de 74 años de esfuerzo por parte de muchos químicos, Moissan aisló el flúor elemental. ^{[89] [91]}

En 1906, dos meses antes de su muerte, Moissan recibió el Premio Nobel de Química , ^[92] con la siguiente cita: ^[88]

[E]n reconocimiento a los grandes servicios prestados por él en su investigación y aislamiento del elemento flúor... El mundo entero ha admirado la gran habilidad experimental con la que ha estudiado esa bestia salvaje entre los elementos. ^{[nota 9]}

La división Frigidaire de General Motors (GM) experimentó con refrigerantes de clorofluorocarbono a fines de la década de 1920, y Kinetic Chemicals se formó como una empresa conjunta entre GM y DuPont en 1930 con la esperanza de comercializar Freon-12 ( CCl
₂F
₂) como uno de esos refrigerantes . Reemplazó a compuestos anteriores y más tóxicos, aumentó la demanda de refrigeradores de cocina y se volvió rentable; en 1949, DuPont había comprado Kinetic y comercializado varios otros compuestos de freón . ^{[81] [93] [94] [95]} El politetrafluoroetileno (teflón) fue descubierto fortuitamente en 1938 por Roy J. Plunkett mientras trabajaba en refrigerantes en Kinetic, y su resistencia química y térmica superlativa lo llevó a una comercialización acelerada y producción en masa en 1941. ^{[81] [93] [94]}

La producción a gran escala de flúor elemental comenzó durante la Segunda Guerra Mundial. Alemania utilizó la electrólisis de alta temperatura para producir toneladas del trifluoruro de cloro incendiario planificado ^[96] y el Proyecto Manhattan utilizó enormes cantidades para producir hexafluoruro de uranio para el enriquecimiento de uranio .
₆Como el flúor es tan corrosivo como el flúor, las plantas de difusión gaseosa requerían materiales especiales: níquel para las membranas, fluoropolímeros para los sellos y fluorocarbonos líquidos como refrigerantes y lubricantes. Esta floreciente industria nuclear impulsó más tarde el desarrollo de los fluoroquímicos de posguerra. ^[97]

El flúor tiene una química rica que abarca dominios orgánicos e inorgánicos. Se combina con metales, no metales, metaloides y la mayoría de los gases nobles, ^[98] y casi exclusivamente asume un estado de oxidación de -1. ^{[nota 10]} La alta afinidad electrónica del flúor resulta en una preferencia por el enlace iónico ; cuando forma enlaces covalentes , estos son polares y casi siempre simples . ^{[101] [102] [nota 11]}

Los metales alcalinos forman monofluoruros iónicos y altamente solubles ; estos tienen la disposición cúbica del cloruro de sodio y cloruros análogos. ^{[103] [104]} Los difluoruros alcalinotérreos poseen fuertes enlaces iónicos pero son insolubles en agua, ^[87] con la excepción del difluoruro de berilio , que también exhibe algún carácter covalente y tiene una estructura similar al cuarzo . ^[105] Los elementos de tierras raras y muchos otros metales forman principalmente trifluoruros iónicos . ^{[106] [107] [108]}

El enlace covalente aparece por primera vez en los tetrafluoruros : los de circonio , hafnio ^{[109] [110]} y varios actínidos ^[111] son ​​iónicos con altos puntos de fusión, ^{[112] [nota 12]} mientras que los de titanio , ^[115] vanadio , ^[116] y niobio son poliméricos, ^[117] fundiéndose o descomponiéndose a no más de 350 °C (662 °F). ^[118] Los pentafluoruros continúan esta tendencia con sus polímeros lineales y complejos oligoméricos . ^{[119] [ 120] [121]} Se conocen trece hexafluoruros metálicos , ^{[nota 13]} todos octaédricos, y son en su mayoría sólidos volátiles, excepto para el MoF líquido.
₆y ReF
₆, y WF gaseoso
₆. ^{[122] [123] [124]} El heptafluoruro de renio , el único heptafluoruro metálico caracterizado , es un sólido molecular de bajo punto de fusión con geometría molecular bipiramidal pentagonal . ^[125] Los fluoruros metálicos con más átomos de flúor son particularmente reactivos. ^[126]

Progresión estructural de fluoruros metálicos
Fluoruro de sodio , iónico	Pentafluoruro de bismuto , polimérico	Heptafluoruro de renio , molecular

El hidrógeno y el flúor se combinan para producir fluoruro de hidrógeno, en el que las moléculas discretas forman grupos mediante enlaces de hidrógeno, asemejándose más al agua que al cloruro de hidrógeno . ^{[127] [128] [129]} Hierve a una temperatura mucho más alta que los haluros de hidrógeno más pesados ​​y, a diferencia de ellos, es miscible con agua. ^[130] El fluoruro de hidrógeno se hidrata fácilmente al contacto con el agua para formar fluoruro de hidrógeno acuoso, también conocido como ácido fluorhídrico. A diferencia de los otros ácidos hidrohálicos, que son fuertes , el ácido fluorhídrico es un ácido débil en bajas concentraciones. ^{[131] [132]} Sin embargo, puede atacar el vidrio, algo que los otros ácidos no pueden hacer. ^[133]

Los fluoruros binarios de metaloides y no metales del bloque p son generalmente covalentes y volátiles, con reactividades variables. Los no metales del período 3 y más pesados ​​pueden formar fluoruros hipervalentes . ^[135]

El trifluoruro de boro es plano y posee un octeto incompleto. Funciona como un ácido de Lewis y se combina con bases de Lewis como el amoníaco para formar aductos . ^[136] El tetrafluoruro de carbono es tetraédrico e inerte; ^{[nota 14]} sus análogos de grupo, el tetrafluoruro de silicio y el de germanio, también son tetraédricos ^[137] pero se comportan como ácidos de Lewis. ^{[138] [139]} Los pnicógenos forman trifluoruros que aumentan en reactividad y basicidad con un mayor peso molecular, aunque el trifluoruro de nitrógeno resiste la hidrólisis y no es básico. ^[140] Los pentafluoruros de fósforo, arsénico y antimonio son más reactivos que sus respectivos trifluoruros, siendo el pentafluoruro de antimonio el ácido de Lewis neutro más fuerte conocido, solo detrás del pentafluoruro de oro . ^{[119] [141] [142]}

Los calcógenos tienen diversos fluoruros: se han descrito difluoruros inestables para el oxígeno (el único compuesto conocido con oxígeno en un estado de oxidación de +2), azufre y selenio; existen tetrafluoruros y hexafluoruros para el azufre, el selenio y el telurio. Estos últimos se estabilizan con más átomos de flúor y átomos centrales más ligeros, por lo que el hexafluoruro de azufre es especialmente inerte. ^{[143] [144]} El cloro, el bromo y el yodo pueden formar mono-, tri- y pentafluoruros, pero solo se ha caracterizado el heptafluoruro de yodo entre los posibles heptafluoruros interhalogenados . ^[145] Muchos de ellos son fuentes potentes de átomos de flúor, y las aplicaciones industriales que utilizan trifluoruro de cloro requieren precauciones similares a las que se utilizan con flúor. ^{[146] [147]}

Los gases nobles , que tienen capas electrónicas completas, desafiaron la reacción con otros elementos hasta 1962, cuando Neil Bartlett informó la síntesis del hexafluoroplatinato de xenón ; ^[149] desde entonces se han aislado difluoruro de xenón , tetrafluoruro , hexafluoruro y múltiples oxifluoruros. ^[150] Entre otros gases nobles, el criptón forma un difluoruro , ^[151] y el radón y el flúor generan un sólido que se sospecha que es difluoruro de radón . ^{[152] [153]} Los fluoruros binarios de gases nobles más ligeros son excepcionalmente inestables: el argón y el fluoruro de hidrógeno se combinan en condiciones extremas para dar fluorohidruro de argón . ^[42] El helio no tiene fluoruros de larga duración, ^[154] y nunca se ha observado fluoruro de neón; ^[155] se ha detectado fluorohidruro de helio durante milisegundos a altas presiones y bajas temperaturas. ^[154]

El enlace carbono-flúor es el más fuerte de la química orgánica ^[157] y da estabilidad a los organofluorados ^[158] . Es casi inexistente en la naturaleza, pero se utiliza en compuestos artificiales. La investigación en esta área suele estar impulsada por aplicaciones comerciales; ^[159] los compuestos involucrados son diversos y reflejan la complejidad inherente a la química orgánica ^{[93] .}

La sustitución de átomos de hidrógeno en un alcano por cada vez más átomos de flúor altera gradualmente varias propiedades: los puntos de fusión y ebullición se reducen, la densidad aumenta, la solubilidad en hidrocarburos disminuye y la estabilidad general aumenta. Los perfluorocarbonos , ^{[nota 15]} en los que todos los átomos de hidrógeno están sustituidos, son insolubles en la mayoría de los disolventes orgánicos y reaccionan en condiciones ambientales solo con sodio en amoníaco líquido. ^[160]

El término compuesto perfluorado se utiliza para lo que de otro modo sería un perfluorocarbono si no fuera por la presencia de un grupo funcional , ^{[161] [nota 16]} a menudo un ácido carboxílico . Estos compuestos comparten muchas propiedades con los perfluorocarbonos, como la estabilidad y la hidrofobicidad , ^[163] mientras que el grupo funcional aumenta su reactividad, lo que les permite adherirse a superficies o actuar como surfactantes . ^[164] Los fluorosurfactantes , en particular, pueden reducir la tensión superficial del agua más que sus análogos basados ​​en hidrocarburos. Los fluorotelómeros , que tienen algunos átomos de carbono no fluorados cerca del grupo funcional, también se consideran perfluorados. ^[163]

Los polímeros exhiben los mismos aumentos de estabilidad proporcionados por la sustitución de flúor (por hidrógeno) en moléculas discretas; sus puntos de fusión generalmente también aumentan. ^[165] Politetrafluoroetileno (PTFE), el fluoropolímero más simple y análogo perfluoro del polietileno con unidad estructural – CF
₂–, demuestra este cambio como se esperaba, pero su punto de fusión muy alto hace que sea difícil de moldear. ^[166] Varios derivados de PTFE son menos tolerantes a la temperatura pero más fáciles de moldear: el etileno propileno fluorado reemplaza algunos átomos de flúor con grupos trifluorometilo , los alcanos perfluoroalcoxi hacen lo mismo con los grupos trifluorometoxi , ^[166] y Nafion contiene cadenas laterales de perfluoroéter cubiertas con grupos de ácido sulfónico . ^{[167] [168]} Otros fluoropolímeros retienen algunos átomos de hidrógeno; el fluoruro de polivinilideno tiene la mitad de los átomos de flúor del PTFE y el fluoruro de polivinilo tiene una cuarta parte, pero ambos se comportan de manera muy similar a los polímeros perfluorados. ^[169]

El flúor elemental y prácticamente todos los compuestos de flúor se producen a partir de fluoruro de hidrógeno o su solución acuosa, el ácido fluorhídrico . El fluoruro de hidrógeno se produce en hornos mediante la reacción endotérmica de fluorita (CaF ₂ ) con ácido sulfúrico: ^[170]

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ → 2 HF (g) + CaSO ₄

El HF gaseoso puede luego absorberse en agua o licuarse. ^[171]

Aproximadamente el 20% del HF fabricado es un subproducto de la producción de fertilizantes, que produce ácido hexafluorosilícico (H ₂ SiF ₆ ), que puede degradarse para liberar HF térmicamente y por hidrólisis:

H2SiF6 → _2HF + _SiF4​

SiF4 + 2 H2O _{→ 4} HF + _SiO2

El método de Moissan se utiliza para producir cantidades industriales de flúor, a través de la electrólisis de una mezcla de bifluoruro de potasio / fluoruro de hidrógeno : los iones de hidrógeno se reducen en un cátodo de contenedor de acero y los iones de fluoruro se oxidan en un ánodo de bloque de carbono , bajo 8-12 voltios, para generar hidrógeno y gas flúor respectivamente. ^{[66] [172]} Las temperaturas son elevadas, KF•2HF se funde a 70 °C (158 °F) y se electroliza a 70-130 °C (158-266 °F). KF, que actúa para proporcionar conductividad eléctrica, es esencial ya que el HF puro no se puede electrolizar porque es virtualmente no conductor. ^{[81] [173] [174]} El flúor se puede almacenar en cilindros de acero que tienen interiores pasivados, a temperaturas inferiores a 200 °C (392 °F); de lo contrario, se puede utilizar níquel. ^{[81] [175]} Las válvulas reguladoras y las tuberías están hechas de níquel, aunque es posible que en este último caso se utilice Monel . ^[176] Se debe realizar una pasivación frecuente, junto con la estricta exclusión del agua y las grasas. En el laboratorio, el material de vidrio puede contener gas flúor en condiciones de baja presión y anhidro; ^[176] algunas fuentes recomiendan en cambio sistemas de níquel-Monel-PTFE. ^[177]

Mientras se preparaba para una conferencia en 1986 para celebrar el centenario del logro de Moissan, Karl O. Christe razonó que la generación química de flúor debería ser factible ya que algunos aniones de fluoruro metálico no tienen contrapartes neutrales estables; su acidificación potencialmente desencadena la oxidación. Ideó un método que genera flúor con alto rendimiento y presión atmosférica: ^[178]

2 KMnO ₄ + 2 KF + 10 HF + 3 H ₂ O ₂ → 2 K ₂ MnF ₆ + 8 H ₂ O + 3 O ₂ ↑

2 K ₂ MnF ₆ + 4 SbF ₅ → 4 KSbF ₆ + 2 MnF ₃ + F ₂ ↑

Christe comentó más tarde que los reactivos "se conocían desde hacía más de 100 años e incluso Moissan podría haber ideado este esquema". ^[179] Incluso en 2008, algunas referencias todavía afirmaban que el flúor era demasiado reactivo para cualquier aislamiento químico. ^[180]

La minería de fluorita, que suministra la mayor parte del flúor mundial, alcanzó su punto máximo en 1989, cuando se extrajeron 5,6 millones de toneladas métricas de mineral. Las restricciones a los clorofluorocarbonos redujeron esta cifra a 3,6 millones de toneladas en 1994; desde entonces, la producción ha ido aumentando. En 2003 se generaron alrededor de 4,5 millones de toneladas de mineral e ingresos de 550 millones de dólares ; informes posteriores estimaron las ventas mundiales de fluoroquímicos en 2011 en 15 000 millones de dólares y predijeron cifras de producción para 2016-18 de 3,5 a 5,9 millones de toneladas, e ingresos de al menos 20 000 millones de dólares. ^{[81] [181] [182 ] [ 183] ​​[184]} La flotación por espuma separa la fluorita extraída en dos grados metalúrgicos principales de igual proporción: el espato metálico puro al 60-85% se utiliza casi en su totalidad en la fundición de hierro, mientras que el espato ácido puro al 97%+ se convierte principalmente en el intermediario industrial clave, el fluoruro de hidrógeno. ^{[66] [81] [185]}

Cada año se producen al menos 17.000 toneladas métricas de flúor. Su costo es de sólo 5 a 8 dólares por kilogramo en forma de uranio o hexafluoruro de azufre, pero mucho más como elemento debido a los desafíos que presenta su manipulación. La mayoría de los procesos que utilizan flúor libre en grandes cantidades emplean la generación in situ mediante integración vertical . ^[186]

La mayor aplicación del gas flúor, que consume hasta 7.000 toneladas métricas al año, es en la preparación de UF
₆para el ciclo del combustible nuclear . El flúor se utiliza para fluorar el tetrafluoruro de uranio , formado a su vez a partir de dióxido de uranio y ácido fluorhídrico. ^[186] El flúor es monoisotópico, por lo que cualquier diferencia de masa entre UF
₆Las moléculas se deben a la presencia de²³⁵
U o²³⁸
U , lo que permite el enriquecimiento de uranio mediante difusión gaseosa o centrifugación de gas . ^{[5] [66]} Aproximadamente 6.000 toneladas métricas por año se destinan a la producción del dieléctrico inerte SF
₆para transformadores de alto voltaje y disyuntores, eliminando la necesidad de bifenilos policlorados peligrosos asociados con dispositivos llenos de aceite . ^[187] Varios compuestos de flúor se utilizan en electrónica: hexafluoruro de renio y tungsteno en deposición química de vapor , tetrafluorometano en grabado de plasma ^{[188] [189] [190]} y trifluoruro de nitrógeno en equipos de limpieza. ^[66] El flúor también se utiliza en la síntesis de fluoruros orgánicos, pero su reactividad a menudo requiere la conversión primero al más suave ClF
₃, BrF
₃, o SI
₅, que en conjunto permiten una fluoración calibrada. Los productos farmacéuticos fluorados utilizan tetrafluoruro de azufre en su lugar. ^[66]

Al igual que con otras aleaciones de hierro, se añaden alrededor de 3 kg (6,6 lb) de metspato a cada tonelada métrica de acero; los iones de fluoruro reducen su punto de fusión y viscosidad . ^{[66] [191]} Además de su papel como aditivo en materiales como esmaltes y revestimientos de varillas de soldadura, la mayoría del espato ácido se hace reaccionar con ácido sulfúrico para formar ácido fluorhídrico, que se utiliza en el decapado de acero , el grabado de vidrio y el craqueo de alcanos . ^[66] Un tercio del HF se destina a sintetizar criolita y trifluoruro de aluminio , ambos fundentes en el proceso Hall-Héroult para la extracción de aluminio; la reposición es necesaria por sus reacciones ocasionales con el aparato de fundición. Cada tonelada métrica de aluminio requiere alrededor de 23 kg (51 lb) de fundente. ^{[66] [192]} Los fluorosilicatos consumen la segunda porción más grande, y el fluorosilicato de sodio se utiliza en la fluoración del agua y el tratamiento de efluentes de lavandería, y como intermediario en el camino hacia la criolita y el tetrafluoruro de silicio. ^[193] Otros fluoruros inorgánicos importantes incluyen los de cobalto , níquel y amonio . ^{[66] [104] [194]}

Los organofluoruros consumen más del 20% del fluorito extraído y más del 40% del ácido fluorhídrico, predominando los gases refrigerantes y aumentando la cuota de mercado de los fluoropolímeros. ^{[66] [195]} Los surfactantes son una aplicación menor, pero generan más de mil millones de dólares en ingresos anuales. ^[196] Debido al peligro de las reacciones directas hidrocarburo-flúor por encima de los -150 °C (-238 °F), la producción industrial de fluorocarbonos es indirecta, principalmente a través de reacciones de intercambio de halógenos como la fluoración de Swarts , en la que los clorocarbonos clorocarbonados se sustituyen por flúor mediante fluoruro de hidrógeno bajo catalizadores. La fluoración electroquímica somete a los hidrocarburos a electrólisis en fluoruro de hidrógeno, y el proceso Fowler los trata con portadores sólidos de flúor como el trifluoruro de cobalto . ^{[93] [197]}

Los refrigerantes halogenados, denominados freones en contextos informales, ^{[nota 17]} se identifican por números R que denotan la cantidad de flúor, cloro, carbono e hidrógeno presente. ^{[66] [198]} Los clorofluorocarbonos (CFC) como el R-11 , el R-12 y el R-114 alguna vez dominaron los organofluorados, alcanzando su pico de producción en la década de 1980. Utilizados para sistemas de aire acondicionado, propelentes y solventes, su producción estaba por debajo de una décima parte de este pico a principios de la década de 2000, después de una prohibición internacional generalizada. ^[66] Los hidroclorofluorocarbonos (HCFC) y los hidrofluorocarbonos (HFC) fueron diseñados como reemplazos; su síntesis consume más del 90% del flúor en la industria orgánica. Los HCFC importantes incluyen el R-22, el clorodifluorometano y el R-141b . El principal HFC es el R-134a ^[66] con un nuevo tipo de molécula HFO-1234yf , una hidrofluoroolefina (HFO) que cobra importancia debido a su potencial de calentamiento global de menos del 1% del HFC-134a. ^[199]

En 2006 y 2007 se produjeron alrededor de 180.000 toneladas métricas de fluoropolímeros, lo que generó más de 3.500 millones de dólares de ingresos al año. ^[200] Se estimó que el mercado mundial era de poco menos de 6.000 millones de dólares en 2011. ^[201] Los fluoropolímeros solo se pueden formar mediante la polimerización de radicales libres. ^[165]

El politetrafluoroetileno (PTFE), a veces llamado por su nombre de DuPont Teflon, ^[202] representa el 60–80% en masa de la producción mundial de fluoropolímeros. ^[200] La aplicación más grande es en el aislamiento eléctrico ya que el PTFE es un excelente dieléctrico . También se utiliza en la industria química donde se necesita resistencia a la corrosión, en el revestimiento de tuberías, tubos y juntas. Otro uso importante es en la tela de fibra de vidrio revestida de PFTE para techos de estadios. La principal aplicación de consumo es para utensilios de cocina antiadherentes . ^{[202] La película de PTFE sacudida se convierte en PTFE expandido (ePTFE), una} membrana de poros finos a la que a veces se hace referencia con la marca Gore-Tex y se utiliza para ropa de lluvia, ropa protectora y filtros ; las fibras de ePTFE pueden convertirse en sellos y filtros de polvo . ^[202] Otros fluoropolímeros, incluido el etileno propileno fluorado , imitan las propiedades del PTFE y pueden sustituirlo; Son más moldeables, pero también más costosos y tienen menor estabilidad térmica. Películas de dos fluoropolímeros diferentes reemplazan al vidrio en las células solares. ^{[202] [203]}

Los ionómeros fluorados, químicamente resistentes (pero costosos) , se utilizan como membranas celulares electroquímicas, de las cuales el primer y más destacado ejemplo es el Nafion . Desarrollado en la década de 1960, inicialmente se utilizó como material para celdas de combustible en naves espaciales y luego reemplazó a las celdas de proceso de cloro-álcali basadas en mercurio . Recientemente, la aplicación de celdas de combustible ha resurgido con los esfuerzos por instalar celdas de combustible de membrana de intercambio de protones en automóviles. ^{[204] [205] [206]} Los fluoroelastómeros como el Viton son mezclas de fluoropolímeros reticulados que se utilizan principalmente en juntas tóricas ; ^[202] el perfluorobutano (C ₄ F ₁₀ ) se utiliza como agente extintor de incendios. ^[207]

Los fluorosurfactantes son pequeñas moléculas organofluoradas que se utilizan para repeler el agua y las manchas. Aunque son caros (comparables a los productos farmacéuticos, que cuestan entre 200 y 2.000 dólares el kilogramo), en 2006 generaron más de 1.000 millones de dólares en ingresos anuales; Scotchgard por sí solo generó más de 300 millones de dólares en 2000. ^{[196] [208] [209]} Los fluorosurfactantes son una minoría en el mercado general de los surfactantes, la mayor parte del cual está ocupado por productos a base de hidrocarburos mucho más baratos. Las aplicaciones en pinturas se ven afectadas por los costos de preparación ; este uso se valoró en sólo 100 millones de dólares en 2006. ^[196]

Alrededor del 30% de los agroquímicos contienen flúor, ^[210] la mayoría de ellos herbicidas y fungicidas con unos pocos reguladores de cultivos . La sustitución del flúor, generalmente de un solo átomo o como máximo un grupo trifluorometilo , es una modificación robusta con efectos análogos a los productos farmacéuticos fluorados: aumento del tiempo de permanencia biológica, cruce de membranas y alteración del reconocimiento molecular. ^[211] La trifluralina es un ejemplo destacado, con un uso a gran escala en los EE. UU. como herbicida, ^{[211] [212]} pero es un carcinógeno sospechoso y ha sido prohibido en muchos países europeos. ^[213] El monofluoroacetato de sodio (1080) es un veneno para mamíferos en el que un hidrógeno de acetato de sodio se reemplaza con flúor; ​​altera el metabolismo celular al reemplazar el acetato en el ciclo del ácido cítrico . Sintetizado por primera vez a fines del siglo XIX, fue reconocido como insecticida a principios del siglo XX y luego se implementó en su uso actual. Nueva Zelanda, el mayor consumidor de 1080, lo utiliza para proteger a los kiwis de la zarigüeya común australiana invasora . ^[214] Europa y los EE. UU. han prohibido el 1080. ^{[215] [216] [nota 18]}

Los estudios de población realizados desde mediados del siglo XX en adelante muestran que el flúor tópico reduce la caries dental . Esto se atribuyó primero a la conversión de la hidroxiapatita del esmalte dental en la fluorapatita más duradera, pero los estudios sobre dientes pre-fluorados refutaron esta hipótesis, y las teorías actuales implican que el flúor ayuda al crecimiento del esmalte en pequeñas caries. ^[217] Después de estudios de niños en áreas donde el flúor estaba presente de forma natural en el agua potable, la fluoración controlada del suministro público de agua para combatir la caries dental ^[218] comenzó en la década de 1940 y ahora se aplica al agua que abastece al 6 por ciento de la población mundial, incluidos dos tercios de los estadounidenses. ^{[219] [220]} Las revisiones de la literatura académica en 2000 y 2007 asociaron la fluoración del agua con una reducción significativa de la caries dental en los niños. ^[221] A pesar de tales avales y la evidencia de que no hay efectos adversos aparte de la fluorosis dental mayoritariamente benigna , ^{[222] todavía existe} oposición por motivos éticos y de seguridad. ^{[220] [223]} Los beneficios de la fluoración han disminuido, posiblemente debido a otras fuentes de flúor, pero aún son mensurables en grupos de bajos ingresos. ^[224] El monofluorofosfato de sodio y, a veces, el fluoruro de sodio o estaño (II) se encuentran a menudo en las pastas dentales fluoradas , introducidas por primera vez en los EE. UU. en 1955 y ahora omnipresentes en los países desarrollados, junto con enjuagues bucales, geles, espumas y barnices fluorados. ^{[224] [225]}

El veinte por ciento de los fármacos modernos contienen flúor. ^[226] Uno de ellos, el reductor de colesterol atorvastatina (Lipitor), generó más ingresos que cualquier otro fármaco hasta que se convirtió en genérico en 2011. ^[227] La ​​combinación de medicamentos para el asma Seretide , uno de los diez medicamentos con mayores ingresos a mediados de la década de 2000, contiene dos ingredientes activos, uno de los cuales, la fluticasona , está fluorado. ^[228] Muchos fármacos están fluorados para retrasar la inactivación y alargar los períodos de dosificación porque el enlace carbono-flúor es muy estable. ^[229] La fluoración también aumenta la lipofilicidad porque el enlace es más hidrófobo que el enlace carbono-hidrógeno , y esto a menudo ayuda a la penetración de la membrana celular y, por lo tanto, a la biodisponibilidad . ^[228]

Los tricíclicos y otros antidepresivos anteriores a 1980 tenían varios efectos secundarios debido a su interferencia no selectiva con neurotransmisores distintos del objetivo de la serotonina ; la fluoxetina fluorada era selectiva y una de las primeras en evitar este problema. Muchos antidepresivos actuales reciben este mismo tratamiento, incluidos los inhibidores selectivos de la recaptación de serotonina : citalopram , su enantiómero escitalopram y fluvoxamina y paroxetina . ^{[230] [231]} Las quinolonas son antibióticos artificiales de amplio espectro que a menudo se fluoran para mejorar sus efectos. Estos incluyen ciprofloxacino y levofloxacino . ^{[232] [233] [234] [235]} El flúor también se utiliza en esteroides: ^[236] la fludrocortisona es un mineralocorticoide que aumenta la presión arterial , y la triamcinolona y la dexametasona son glucocorticoides potentes . ^[237] La ​​mayoría de los anestésicos inhalatorios están altamente fluorados; el prototipo halotano es mucho más inerte y potente que sus contemporáneos. Los compuestos posteriores, como los éteres fluorados sevoflurano y desflurano, son mejores que el halotano y son casi insolubles en sangre, lo que permite despertarse más rápido. ^{[238] [239]}

El flúor-18 se encuentra a menudo en trazadores radiactivos para la tomografía por emisión de positrones, ya que su vida media de casi dos horas es lo suficientemente larga como para permitir su transporte desde las instalaciones de producción hasta los centros de imágenes. ^[240] El trazador más común es la fluorodesoxiglucosa ^[240] que, después de la inyección intravenosa, es absorbida por los tejidos que requieren glucosa, como el cerebro y la mayoría de los tumores malignos; ^[241] la tomografía asistida por computadora se puede utilizar luego para obtener imágenes detalladas. ^[242]

Los fluorocarbonos líquidos pueden contener grandes volúmenes de oxígeno o dióxido de carbono, más que la sangre, y han atraído la atención por sus posibles usos en sangre artificial y en respiración líquida. ^[243] Debido a que los fluorocarbonos normalmente no se mezclan con agua, deben mezclarse en emulsiones (pequeñas gotas de perfluorocarbono suspendidas en agua) para usarse como sangre. ^{[244] [245]} Uno de estos productos, Oxycyte , ha pasado por ensayos clínicos iniciales. ^[246] Estas sustancias pueden ayudar a los atletas de resistencia y están prohibidas en los deportes; la casi muerte de un ciclista en 1998 provocó una investigación sobre su abuso. ^{[247] [248]} Las aplicaciones de la respiración líquida de perfluorocarbono puro (que utiliza líquido de perfluorocarbono puro, no una emulsión de agua) incluyen ayudar a las víctimas de quemaduras y a los bebés prematuros con pulmones deficientes. Se ha considerado el llenado pulmonar parcial y completo, aunque solo el primero ha tenido pruebas significativas en humanos. ^[249] Un esfuerzo de Alliance Pharmaceuticals llegó a los ensayos clínicos, pero fue abandonado porque los resultados no fueron mejores que las terapias normales. ^[250]

El flúor no es esencial para los seres humanos ni para otros mamíferos, pero se sabe que pequeñas cantidades son beneficiosas para el fortalecimiento del esmalte dental (donde la formación de fluorapatita hace que el esmalte sea más resistente al ataque de los ácidos producidos por la fermentación bacteriana de los azúcares). Pequeñas cantidades de flúor pueden ser beneficiosas para la fortaleza de los huesos, pero esto último no se ha establecido de forma definitiva. ^[251] Tanto la OMS como el Instituto de Medicina de las Academias Nacionales de los EE. UU. publican la cantidad diaria recomendada (RDA) y la ingesta máxima tolerada de flúor, que varía con la edad y el género. ^{[252] [253]}

Se han encontrado organofluorados naturales en microorganismos, plantas ^[69] y, recientemente, animales. ^[254] El más común es el fluoroacetato , que se utiliza como defensa contra los herbívoros por al menos 40 plantas en África, Australia y Brasil. ^[215] Otros ejemplos incluyen ácidos grasos fluorados terminales , fluoroacetona y 2-fluorocitrato . ^[255] Una enzima que une el flúor al carbono, la adenosil-fluoruro sintasa , se descubrió en bacterias en 2002. ^[256]

El flúor elemental es altamente tóxico para los organismos vivos. Sus efectos en los seres humanos comienzan en concentraciones inferiores a las 50 ppm del cianuro de hidrógeno ^[257] y son similares a los del cloro: ^[258] se producen irritaciones significativas de los ojos y del sistema respiratorio, así como daños en el hígado y los riñones por encima de las 25 ppm, que es el valor inmediatamente peligroso para la vida y la salud del flúor. ^[259] Los ojos y la nariz sufren daños graves a 100 ppm, ^[259] y la inhalación de 1.000 ppm de flúor causa la muerte en minutos, ^[260] en comparación con las 270 ppm del cianuro de hidrógeno. ^[261]

Flúor

Peligros
Etiquetado SGA :
Pictogramas
Palabra de señal	Peligro
Indicaciones de peligro	H270 , H314 , H330 [262]
NFPA 704 (rombo cortafuegos)	4 0 3 Buey blanco

El ácido fluorhídrico es el más débil de los ácidos hidrohalogenados , con un pKa de 3,2 a 25 °C. ^[264] El fluoruro de hidrógeno puro es un líquido volátil debido a la presencia de enlaces de hidrógeno, mientras que los otros haluros de hidrógeno son gases. Es capaz de atacar el vidrio, el hormigón, los metales y la materia orgánica. ^[265]

El ácido fluorhídrico es un veneno de contacto con mayores peligros que muchos ácidos fuertes como el ácido sulfúrico, aunque es débil: permanece neutro en solución acuosa y, por lo tanto, penetra el tejido más rápidamente, ya sea por inhalación, ingestión o la piel, y al menos nueve trabajadores estadounidenses murieron en tales accidentes entre 1984 y 1994. Reacciona con el calcio y el magnesio en la sangre, lo que produce hipocalcemia y posible muerte por arritmia cardíaca . ^[266] La formación de fluoruro de calcio insoluble desencadena un fuerte dolor ^[267] y las quemaduras de más de 160 cm ² (25 in ² ) pueden causar una toxicidad sistémica grave. ^[268]

La exposición puede no ser evidente hasta ocho horas después de la exposición al HF al 50%, y hasta 24 horas después de la exposición a concentraciones más bajas. La quemadura puede ser inicialmente indolora, ya que el fluoruro de hidrógeno afecta la función nerviosa. Si la piel ha estado expuesta al HF, el daño puede reducirse enjuagándola con un chorro de agua durante 10 a 15 minutos y quitándose la ropa contaminada. ^{[269] A continuación, suele aplicarse} gluconato de calcio , que proporciona iones de calcio para unirse al fluoruro; las quemaduras de la piel pueden tratarse con un gel de gluconato de calcio al 2,5% o con soluciones especiales de enjuague. ^{[270] [271] [272]} La absorción de ácido fluorhídrico requiere un tratamiento médico adicional; el gluconato de calcio puede inyectarse o administrarse por vía intravenosa. El uso de cloruro de calcio (un reactivo de laboratorio común) en lugar de gluconato de calcio está contraindicado y puede provocar complicaciones graves. Puede ser necesaria la escisión o amputación de las partes afectadas. ^{[268] [273]}

Los fluoruros solubles son moderadamente tóxicos: 5–10 g de fluoruro de sodio, o 32–64 mg de iones de fluoruro por kilogramo de masa corporal, representan una dosis letal para adultos. ^[274] Una quinta parte de la dosis letal puede causar efectos adversos para la salud, ^[275] y el consumo excesivo crónico puede conducir a fluorosis esquelética , que afecta a millones de personas en Asia y África, y, en los niños, a una reducción de la inteligencia. ^{[275] [276]} El fluoruro ingerido forma ácido fluorhídrico en el estómago que es fácilmente absorbido por los intestinos, donde atraviesa las membranas celulares, se une al calcio e interfiere con varias enzimas, antes de la excreción urinaria . Los límites de exposición se determinan mediante pruebas de orina para determinar la capacidad del cuerpo para eliminar los iones de fluoruro. ^{[275] [277]}

Históricamente, la mayoría de los casos de envenenamiento por flúor han sido causados ​​por la ingestión accidental de insecticidas que contienen fluoruros inorgánicos. ^[278] La mayoría de las llamadas actuales a los centros de control de intoxicaciones por posible envenenamiento por flúor provienen de la ingestión de pasta de dientes que contiene flúor. ^[275] El mal funcionamiento del equipo de fluoración del agua es otra causa: un incidente en Alaska afectó a casi 300 personas y mató a una persona. ^[279] Los peligros de la pasta de dientes se agravan para los niños pequeños, y los Centros para el Control y la Prevención de Enfermedades recomiendan supervisar a los niños menores de seis años mientras se cepillan los dientes para que no traguen la pasta de dientes. ^[280] Un estudio regional examinó un año de informes de envenenamiento por flúor en preadolescentes que totalizaron 87 casos, incluida una muerte por ingestión de insecticida. La mayoría no tenía síntomas, pero alrededor del 30% tenía dolores de estómago. ^[278] Un estudio más amplio en los EE. UU. tuvo hallazgos similares: el 80% de los casos involucraban a niños menores de seis años, y hubo pocos casos graves. ^[281]

El Protocolo de Montreal , firmado en 1987, estableció regulaciones estrictas sobre los clorofluorocarbonos (CFC) y bromofluorocarbonos debido a su potencial dañino para la capa de ozono (ODP). La alta estabilidad que los adaptaba a sus aplicaciones originales también significaba que no se descomponían hasta que alcanzaban altitudes mayores, donde los átomos de cloro y bromo liberados atacaban las moléculas de ozono. ^[283] Incluso con la prohibición, y los primeros indicios de su eficacia, las predicciones advertían que pasarían varias generaciones antes de la recuperación total. ^{[284] [285]} Con una décima parte del PAO de los CFC, los hidroclorofluorocarbonos (HCFC) son los reemplazos actuales, ^[286] y ellos mismos están programados para ser reemplazados para 2030-2040 por hidrofluorocarbonos (HFC) sin cloro y cero PAO. ^[287] En 2007, esta fecha se adelantó a 2020 para los países desarrollados; ^[288] La Agencia de Protección Ambiental ya había prohibido la producción de un HCFC y limitado la de otros dos en 2003. ^[287] Los gases de fluorocarbono son generalmente gases de efecto invernadero con potenciales de calentamiento global (GWP) de alrededor de 100 a 10.000; el hexafluoruro de azufre tiene un valor de alrededor de 20.000. ^[289] Un caso atípico es el HFO-1234yf , que es un nuevo tipo de refrigerante llamado hidrofluoroolefina (HFO) y ha atraído una demanda mundial debido a su GWP de menos de 1 en comparación con 1.430 para el estándar de refrigerante actual HFC-134a . ^[199]

Los organofluorados exhiben biopersistencia debido a la fuerza del enlace carbono-flúor. Los ácidos perfluoroalquilo (PFAA), que son escasamente solubles en agua debido a sus grupos funcionales ácidos, son contaminantes orgánicos persistentes conocidos ; ^[291] el ácido perfluorooctanosulfónico (PFOS) y el ácido perfluorooctanoico (PFOA) son los más investigados. ^{[292] [293] [294]} Se han encontrado PFAA en cantidades traza en todo el mundo, desde osos polares hasta humanos, y se sabe que PFOS y PFOA residen en la leche materna y la sangre de los recién nacidos. Una revisión de 2013 mostró una ligera correlación entre los niveles de PFAA en el agua subterránea y el suelo y la actividad humana; no hubo un patrón claro de un químico dominante, y mayores cantidades de PFOS se correlacionaron con mayores cantidades de PFOA. ^{[292] [293] [295]} En el cuerpo, los PFAA se unen a proteínas como la albúmina sérica ; En los seres humanos, tienden a concentrarse en el hígado y la sangre antes de excretarse por los riñones. El tiempo de permanencia en el cuerpo varía mucho según la especie, con vidas medias de días en roedores y de años en humanos. ^{[292] [293] [296]} Las dosis altas de PFOS y PFOA causan cáncer y muerte en roedores recién nacidos, pero los estudios en humanos no han establecido un efecto a los niveles de exposición actuales. ^{[292] [293] [296]}

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