Flúor

Em temperaturas e pressões comuns, o flúor puro é um gás venenoso, de cor amarelo pálido, com a fórmula química F2. Como outros halogênios, o flúor molecular é extremamente perigoso, causando queimaduras químicas graves em contato com a pele.

Para que serve?

O flúor e seus compostos são úteis para uma ampla gama de aplicações, incluindo a fabricação de produtos farmacêuticos, agroquímicos, lubrificantes e têxteis.

O ácido fluorídrico é usado para gravar vidro e o flúor é usado para condicionamento de plasma na fabricação de semicondutores e outros produtos.

Baixas concentrações de íons de flúor na pasta de dentes e água potável podem ajudar a prevenir cáries dentárias, enquanto concentrações mais altas de flúor são usadas em alguns inseticidas. Muitos anestésicos gerais importantes são derivados de hidrocarbonetos fluorados.

Também é uma fonte de pósitrons para imagens médicas pela técnica chamada PET (tomografia por emissão de pósitrons), além do hexafluoreto de urânio ser usado para separar o isótopos de urânio e produzir urânio enriquecido para usinas nucleares.

É muito usado na odontologia sendo acrescentado nos cremes dentais, que não deve ser ingerido.

História

O nome flúor é derivado do termo latino ‘fluere’, que significa “fluir”. Minerais contendo compostos de flúor eram conhecidos antes do isolamento do elemento flúor.

Por exemplo, o mineral fluorita foi descrito em 1530 por Georgius Agricola. Ele observou que era útil como um fluxo – uma substância que ajuda a diminuir a temperatura de fusão de um metal ou minério e auxilia na purificação do metal desejado.

Em 1670, o vidraceiro Heinrich Schwanhard descobriu que o vidro era gravado quando exposto a fluorita tratada com ácido.

Karl Scheele e muitos pesquisadores posteriores – incluindo Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac , Antoine Lavoisier e Louis Thenard – experimentaram o ácido fluorídrico, que foi prontamente obtido pelo tratamento do fluoreto de cálcio (fluorita) com ácido sulfúrico concentrado.

Foi finalmente percebido que o ácido fluorídrico continha um elemento anteriormente desconhecido. Este elemento, no entanto, não foi isolado por muitos anos, devido à sua extrema reatividade.

A derivação do flúor elementar do ácido fluorídrico é excepcionalmente perigosa, e as primeiras tentativas de fazê-lo cegaram e mataram vários cientistas. Esses homens vieram a ser conhecidos como os “mártires do flúor”.

Finalmente, o químico francês Henri Moissan conseguiu isolar o flúor em 1886, através da eletrólise de uma mistura de fluoreto de potássio fundido e ácido fluorídrico. Moissan recebeu o Prêmio Nobel de 1906. Sua abordagem eletrolítica continua a ser usada hoje para a preparação industrial do flúor.

A primeira produção em grande escala de flúor foi realizada durante a Segunda Guerra Mundial, como um passo na fabricação de bombas atômicas no projeto de Manhattan. O flúor foi usado para produzir hexafluoreto de urânio, que por sua vez foi usado para separar dois isótopos de urânio, um do outro.

Características

Na tabela periódica, o flúor está localizado no topo do grupo 17 (antigo grupo 7A), que é a família dos halogênios. Outros halogênios são cloro, bromo, iodo e astato. Além disso, situa-se no período 2, entre oxigênio e néon.

O flúor puro é um gás corrosivo com um odor pungente característico que é detectável em concentrações tão baixas quanto 20 nanolitros por litro de volume de gás. Como o mais reativo e eletronegativo de todos os elementos, forma facilmente compostos com a maioria dos outros elementos.

É muito reativo para ser encontrado na forma elementar e tem uma afinidade com a maioria dos elementos, incluindo o silício, que não pode ser preparado ou armazenado em vasos de vidro. No ar úmido, reage com a água para formar o ácido fluorídrico, extremamente perigoso.

Apesar de sua extrema reatividade, métodos para manuseio seguro e transporte de flúor estão disponíveis. O elemento pode ser armazenado em recipientes de aço ou metal Monel (uma liga de metais rica em níquel), pois esses materiais formam fluoretos superficiais que resistem à reação adicional.

Dados

Massa atômica – 18,9984032(5) u
Configuração eletrônica – 2s² 2p⁵
Elétrons – 2, 7
Estado da matéria – gasoso
Ponto de fusão – 53,53 K
Ponto de ebulição – 85,03 K
Entalpia de fusão – 0,2552 kJ/mol
Entalpia de vaporização – 3,2698 kJ/mol