Flúor
Keywords: Flúor, 1529, 1670, 1771, 1886, Abundância natural, Alumínio, Antoine Lavoisier, Bloco da Tabela Periódica, Bloco p
O flúor é um elemento químico, símbolo F, de número atômico 9 ( 9 prótons e 9 elétrons ) de massa atómica 11 u, situado no grupo dos halogênios ( grupo 17 ou 7A ) da tabela periódica dos elementos. É um gás a temperatura ambiente, de coloração amarelo-pálido, formado por moléculas diatômicas F2. É o mais eletronegativo e reativo de todos os elementos. Na forma pura é altamente perigoso, causando graves queimaduras químicas em contato com a pele.
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| Geral | |||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Nome, símbolo, número | Flúor, F, 9 | ||||||||||||
| Classe , série química | Não-metal, representativo ( Halogênio ) | ||||||||||||
| Grupo, período, bloco | 17 ( VIIA ), 2, p | ||||||||||||
| Densidade, dureza | 1,696 kg/m3 (273K), (ND) | ||||||||||||
| Cor e aparência | Levemente amarelo-esverdeado imagem:F9-thumb.jpg | ||||||||||||
| Propriedades atômicas | |||||||||||||
| Massa atómica | 18,9984 u | ||||||||||||
| Raio atómico (calculado) | 50 (42) picómetro | ||||||||||||
| Raio covalente | 71 pm | ||||||||||||
| Raio de van der Waals | 147 pm | ||||||||||||
| Configuração electrónica | [He]2s22p5 | ||||||||||||
| Elétrons por nível de energia | 2, 7 | ||||||||||||
| Estado de oxidação (óxido) | -1 (fortemente ácido ) | ||||||||||||
| Estrutura cristalina | cúbica | ||||||||||||
| Propriedades físicas | |||||||||||||
| Estado da matéria | gasoso (não-magnético) | ||||||||||||
| Ponto de fusão | 53,53 K | ||||||||||||
| Ponto de ebulição | 85,03 K | ||||||||||||
| Volume molar | 11,20 ×10-6 m3/mol | ||||||||||||
| Entalpia de vaporização | 3,2698 kJ/mol | ||||||||||||
| Entalpia de fusão | 0,2552 kJ/mol | ||||||||||||
| Pressão de vapor | não definida | ||||||||||||
| Velocidade do som | não disponível | ||||||||||||
| Características diversas | |||||||||||||
| Eletronegatividade | 3,98 (escala de Pauling) | ||||||||||||
| Calor específico | 824 J/kg*K | ||||||||||||
| Condutividade elétrica | não definida | ||||||||||||
| Condutividade térmica | 0,0279 W/m*K | ||||||||||||
| 1ª Potencial de ionização | 1681,0 kJ/mol | ||||||||||||
| 2ª Potencial de ionização | 3374,2 kJ/mol | ||||||||||||
| 3ª Potencial de ionização | 6050,4 kJ/mol | ||||||||||||
| 4ª Potencial de ionização | 8407,7 kJ/mol | ||||||||||||
| 5ª Potencial de ionização | 11022,7 kJ/mol | ||||||||||||
| 6ª Potencial de ionização | 15164,1 kJ/mol | ||||||||||||
| 7ª Potencial de ionização | 17868 kJ/mol | ||||||||||||
| 8ª Potencial de ionização | 92038,1 kJ/mol | ||||||||||||
| 9ª Potencial de ionização | 106434,3 kJ/mol | ||||||||||||
| Isótopos mais estáveis | |||||||||||||
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| Unidades SI e CNPT, exceto onde indicado | |||||||||||||
| Conteúdo |
Características principais
O flúor é um gás corrosivo, fortemente oxidante. Devido à sua elevada reatividade, forma compostos com praticamente todos os demais elementos, incluindo os gases nobres xenônio e radônio. Mesmo em ausência de luz e baixas temperaturas, o flúor reage explosivamente com o hidrogênio. Com o flúor no estado gasoso, o vidro, metais, água e outras substâncias se queimam produzindo uma chama brilhante. Sempre é encontrado na natureza combinado, e a afinidade por outros elementos é tão intensa, especialmente com o silício, que não pode ser guardado em recipientes de vidro. Em solução aquosa, o flúor se apresenta normalmente na forma de íon fluoreto, F-. Outras formas são os complexos de flúor como o [FeF4]-, ou o H2F+.
Os fluoretos são compostos nos quais o íon fluoreto está combinado com algum outro íon carregado positivamente (cátion).
O flúor é um elemento químico essencial para o ser humano.
Aplicações
- O politetrafluoroetileno (PTFE), também denominado teflón, é obtido a partir da polimerização de clorodifluorometano, que se obtém a partir da fluoração do correspondente derivado halogenado com fluoreto de hidrogênio, HF.
- Também a partir de HF se obtêm clorofluorocarbonetos (CFCs), hidroclorofluorocarbonetos (HCFCs) e hidrofluorocarbonetos (HFCs), usados como solventes e refrigerantes em grandes instalações frigoríficas.
- O flúor é empregado na síntese do hexafluoreto de urânio, UF6, que é usado no enriquecimento de 235U.
- O fluoreto de hidrogênio se emprega na obtenção de criolita sintética, Na3AlF6, que é usado no processo de obtenção do alumínio.
- Existem diferentes sais de flúor com variadas aplicações. O fluoreto de sódio, NaF, se emprega como agente fluorante; o difluoreto de amônio, NH4HF2, no tratamento de superfícies, anodizado do alumínio, ou na indústria de vidro; o trifluoreto de boro, BF3, se emprega como catalisador; etc.
- Alguns fluoretos são adicionados a pastas dentifrícias e água potável para a prevenção de cáries.
- O flúor monoatômico é usado na fabricação de semicondutores.
- O hexafluoreto de enxofre , SF6, é um gás dielétrico com aplicações eletrónicas.
- O isótopo radioactivo F-18 emite um positrão no seu decaimento e é usado como fonte de positrões no exame de medicina nuclear PET(exame médico).
- Veja: Protocolo de Kioto.
História
O flúor (do latim fluere = "fluir") formando parte do mineral fluorita, CaF2, foi descrito em 1529 por Georigius Agricola por seu uso como fundente, empregado para reduzir os pontos de fusão de metais ou minerais. Em 1670 Schwandhard observou que era possível gravar o vidro quando exposto a fluorita que havia sido tratada com ácido. Posteriormente, Carl Wilhelm Scheele , Humphry Davy , Gay-Lussac , Antoine Lavoisier e Louis Thenard, realizaram experimentos com o ácido fluorídrico. Alguns destes experimentos acabaram em tragédia. O fluor foi descoberto em 1771 por Carl Wilhelm Scheele; entretanto, devido à sua elevada reatividade, não se conseguiu isolá-lo porque, quando separado de algum composto, imediatamente reagia com outras substâncias. Finalmente, em 1886, foi isolado pelo químico francês Henri Moissan.
A primeira produção comercial do flúor foi para a bomba atômica do Projeto Manhattan, para a obtenção do hexafluoreto de urânio, UF6, usado para a separação de isótopos de urânio.
Abundância e obtenção
O flúor é o halogênio mais abundante da crosta terrestre, com uma concentração de 950 ppm. Na água do mar se encontra numa proporção de aproximadamente 1,3 ppm. Os minerais mais importantes no qual está presente são a fluorita, CaF2, a fluorapatita, Ca5(PO4)3F e a criolita, Na3AlF6.
O flúor é obtido pela eletrólise de uma mistura de HF e KF. No processo ocorre a oxidação dos fluoretos, no anodo:
- 2F- - 2e- → F2
No catodo se descarrega o hidrogênio, sendo necessário evitar que os dois gases obtidos entrem em contato para que não haja o risco de explosão.
Compostos
- Utilizam-se numerosos compostos orgânicos nos quais foram sustituídos formalmente átomos de hidrogênio por átomos de flúor. Existem distintas formas de obtê-los, uma das mais importantes é através de reações de sustituição de outros halogênios: CHCl3 + 2HF → CHClF2 + 2HCl
- Os CFCs foram empregados numa ampla variedade de aplicações, por exemplo, como refrigerantes, propelentes, agentes espumantes, isolantes, etc., porém, como contribuiam para a destruição da camada de ozônio foram sendo substituídos por outros compostos químicos, como os HCFs. Os HCFCs também são empregados como substitutos dos CFCs, porém também destroem a camada de ozônio a longo prazo.
- O politetrafluoroetileno (PTFE) é um polímero denominado teflón, de grande resistência química e baixo coeficiente de atrito.
- O ácido fluorídrico é uma solução aquosa de fluoreto de hidrogênio. É um ácido fraco, porém muito mais perigoso que ácidos fortes como o clorídrico. O ácido HF é utilizado para gravar vidros e para retirar sílica (areia) de aços especiais.
- O hexafluoreto de urânio, UF6, é um gás a temperatura ambiente que se emprega para a separação dos isótopos de urânio.
- O flúor forma compostos com outros halogênios apresentando, nestes casos, estado de oxidação -1, por exemplo, IF7, BrF5, BrF3, e ClF.
- A criolita natural, Na3AlF6, é um mineral que contém fluoretos. Se extraía na Groenlandia, porém atualmente está práticamente esgotada. Felizmente, pode-se obtê-la sinteticamente para ser empregada na obtenção de alumínio por eletrólise.
Papel biológico
O flúor está presente em mamíferos na forma de fluoretos, embora não seja indispensável.Quando em pequenas quantidades se acumula nos ossos e dentes dando-lhes uma maíor resistência. São acrescentados fluoretos em pequenas quantidades nos cremes dentais e em águas de consumo para evitar o surgimento de cáries.Critica-se muito a colocação compulsória de Flúor em áquas potáveis, inclusive seu papel na prevenção da doença cárie sendo consumido na água, devido a sua alta toxicidade, sendo aconselhável a aplicação tópica controlada por profissionais dentistas. O que o faz ser classificado pelo FDA como um fármaco, e por isso mesmo muitos autores acham criminoso por uma droga na água de todas as pessoas de uma dada comunidade. Sem nenhum exame, consenso, diagnóstico ou prognóstico, todos os que ingerem água fluoretada artificialmente são médicados compulsoriamente, o que constitui prática criminosa contra o livre árbitrio do indíviduo.
Visto ser tão díficil controlar o processo de fluoretação da água, o limite entre o tóxico e o salutar é tênue: 2 ppm pode causar fluorose, uma doença que destrói o esmalte dos dentes, enquanto que 1 ppm seria a quantidade ideal na água. Contudo pelo fato da própria natureza disponibilizar fluoretos em diversos produtos seus, de consumo comum , como chá-preto por exemplo, torna-se contraditório pô-lo na água, já que são muitos os casos de intoxição aguda pela substância, e supõe-se que cause artrites e fraturas de Stress quando do consumo crônico, porém essa informação é mal documentada e pouco divulgada. Enevoada por vários interesses e por uma comunidade odontológica conservadora. De modo que o Calcanhar de Aquiles do Flúor como fármaco benéfico remota ao projeto Manhattan, quando foi usado na construção da bomba atômica, e posteriormente convertido a solução milagrosa contra as cáries pelos mesmos cientistas que participaram do tal projeto, numa série de pesquisas suspeitas e envoltas num marketing de grande qualidade. Contudo, o Flúor dos cremes dentais, desde que não se engula, é seguro e eficiente no combate as cáries. Embora subtende-se que o que destrói a placa bacteriana, responsável pela queda e perda dos dentes, não seja de fato o Flúor e sim a própria escovação dentária bem como a higienização bucal !
Isótopos
O flúor tem um único isótopo natural: 19F. Este isótopo apresenta um número quântico de spin nuclear de 1/2 e pode-se empregá-lo em espectroscopía de ressonância magnética nuclear.
Precauções
O flúor e o HF devem ser manuseados com grande cuidado e, deve-se evitar totalmente qualquer contato com a pele ou com os olhos.
Tanto o flúor como os íons fluoretos são altamente tóxicos. O flúor apresenta um odor acre característico, sendo detectável em concentrações tão baixas como 0,02 ppm, abaixo dos limites de exposição recomendados.