La historia del aislamiento del flúor está marcada por décadas de intentos peligrosos y a veces mortales. Los compuestos fluorados, en particular el mineral fluorita (fluoruro de calcio, CaF₂), eran conocidos desde el siglo XVI. En 1810, el químico francés André-Marie Ampère (1775-1836) sugirió la existencia de un nuevo elemento análogo al cloro en el ácido fluorhídrico. Durante más de 70 años, muchos químicos intentaron aislar el flúor, pero su reactividad extrema hacía que la tarea fuera extremadamente peligrosa. Varios investigadores fueron gravemente envenenados o murieron durante estos intentos, incluyendo a los hermanos Thomas y George Knox en Irlanda.
No fue hasta 1886 que el químico francés Henri Moissan (1852-1907) logró finalmente aislar el gas flúor mediante la electrólisis de una mezcla de ácido fluorhídrico y bifluoruro de potasio en un aparato de platino-iridio enfriado. Este logro le valió el Premio Nobel de Química en 1906. El nombre flúor deriva del latín fluere (fluir), en referencia al uso de la fluorita como fundente en metalurgia para bajar el punto de fusión de los minerales.
El flúor (símbolo F, número atómico 9) es un halógeno del grupo 17 de la tabla periódica, compuesto por nueve protones, generalmente diez neutrones (para el isótopo estable) y nueve electrones. El único isótopo estable natural es el flúor-19 \(\,^{19}\mathrm{F}\) (100% de abundancia natural).
A temperatura ambiente, el flúor existe como un gas diatómico (F₂), de color amarillo pálido, con un olor acre y penetrante, extremadamente tóxico y corrosivo. El flúor es el elemento químico más electronegativo de todos (electronegatividad de Pauling: 3.98), lo que significa que atrae electrones más fuertemente que cualquier otro elemento. Esta propiedad hace del flúor el oxidante más potente y el reactivo más agresivo conocido. El gas F₂ tiene una densidad de aproximadamente 1.696 g/L a temperatura y presión estándar.
La temperatura a la que los estados líquido y sólido pueden coexistir (punto de fusión): 53.48 K (−219.67 °C). La temperatura a la que pasa de líquido a gas (punto de ebullición): 85.03 K (−188.12 °C). El flúor líquido presenta un color amarillo brillante característico.
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Flúor-18 — \(\,^{18}\mathrm{F}\,\) | 9 | 9 | 18.000938 u | No natural | 109.77 minutos | Radiactivo β\(^+\) decae a \(\,^{18}\mathrm{O}\); ampliamente utilizado en TEP (FDG marcado con flúor-18). |
| Flúor-19 — \(\,^{19}\mathrm{F}\,\) | 9 | 10 | 18.998403 u | 100 % | Estable | Único isótopo estable del flúor; presente en todos los compuestos fluorados naturales y artificiales. |
| Flúor-20 — \(\,^{20}\mathrm{F}\,\) | 9 | 11 | 19.999981 u | No natural | 11.00 s | Radiactivo β\(^-\) decae a \(\,^{20}\mathrm{Ne}\); producido artificialmente en aceleradores. |
| Flúor-21 — \(\,^{21}\mathrm{F}\,\) | 9 | 12 | 20.999949 u | No natural | 4.158 s | Radiactivo β\(^-\); utilizado en investigación nuclear. |
| Flúor-17 — \(\,^{17}\mathrm{F}\,\) | 9 | 8 | 17.002095 u | No natural | 64.49 s | Radiactivo β\(^+\); emisor de positrones utilizado en imágenes médicas. |
| Otros isótopos — \(\,^{14}\mathrm{F}-\,^{16}\mathrm{F},\,^{22}\mathrm{F}-\,^{31}\mathrm{F}\) | 9 | 5-7, 13-22 | — (resonancias) | No naturales | \(10^{-22}\) — 5 s | Estados muy inestables observados en física nuclear; desintegración por emisión de partículas o radiactividad β. |
N.B. :
Capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El flúor tiene 9 electrones distribuidos en dos capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p⁵, o simplificada: [He] 2s² 2p⁵. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(7).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 7 electrones distribuidos como 2s² 2p⁵. Los orbitales 2s están completos, mientras que los orbitales 2p contienen solo 5 de los 6 electrones posibles. Por lo tanto, falta solo 1 electrón para alcanzar la configuración estable del neón con 8 electrones (octeto).
Los 7 electrones en la capa externa (2s² 2p⁵) son los electrones de valencia del flúor. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 1 electrón, el flúor forma el ion F⁻ (estado de oxidación -1), su único y sistemático estado de oxidación en todos sus compuestos, adoptando así la configuración estable del neón [Ne].
El flúor no puede presentar ningún estado de oxidación positivo, ya que es el elemento más electronegativo de todos los elementos químicos (electronegatividad de 4,0 en la escala de Pauling).
El estado de oxidación 0 corresponde al diflúor F₂, su forma molecular natural, donde dos átomos de flúor comparten un par de electrones.
La configuración electrónica del flúor, con 7 electrones en su capa de valencia, lo clasifica entre los halógenos y lo convierte en el elemento más reactivo de la tabla periódica. Esta estructura le confiere propiedades características excepcionales: reactividad química máxima (el flúor reacciona con prácticamente todos los elementos, incluyendo los gases nobles más pesados e incluso el agua), la electronegatividad más alta de todos los elementos (capacidad inigualada para atraer electrones) y el poder oxidante más potente conocido. El flúor forma exclusivamente el ion fluoruro F⁻ al capturar un electrón para completar su octeto. Su pequeño tamaño atómico y su fuerte carga nuclear efectiva explican su avidez excepcional por los electrones. El diflúor F₂ es un gas amarillo verdoso pálido extremadamente corrosivo y peligroso que ataca violentamente casi todos los materiales. A pesar de su reactividad extrema, el flúor y sus compuestos tienen aplicaciones importantes: el fluoruro de sodio (NaF) se añade al agua potable y a las pastas dentales para prevenir las caries, los compuestos fluorados se utilizan como refrigerantes (aunque los CFC están prohibidos), el politetrafluoroetileno (PTFE, Teflón) es un polímero antiadherente muy resistente, y el ácido fluorhídrico HF se usa en el grabado de vidrio y en metalurgia.
El flúor tiene siete electrones de valencia y solo necesita un electrón para completar su capa externa. Esta configuración, combinada con su electronegatividad récord, hace del flúor un oxidante extraordinariamente agresivo que reacciona espontáneamente con casi todos los elementos químicos, incluyendo algunos gases nobles (xenón, kriptón, radón) bajo condiciones apropiadas. El flúor puede incluso oxidar el oxígeno para formar difluoruro de oxígeno (OF₂), un compuesto donde el oxígeno está en un estado de oxidación positivo inusual.
El flúor reacciona violentamente con la mayoría de las sustancias orgánicas e inorgánicas, a menudo con ignición espontánea. El agua reacciona explosivamente con el flúor para producir ácido fluorhídrico (HF), oxígeno y ozono. Los metales se inflaman al entrar en contacto con el gas flúor, formando fluoruros metálicos. Incluso el vidrio común es atacado por el flúor, lo que requiere el uso de contenedores especiales hechos de metales pasivados (níquel, cobre, acero inoxidable) cuya superficie está cubierta con una fina capa protectora de fluoruro.
El flúor forma el ion fluoruro (F⁻) en sus compuestos iónicos y enlaces covalentes extremadamente fuertes en sus compuestos covalentes. El enlace C-F (carbono-flúor) es uno de los enlaces químicos más fuertes y estables en la química orgánica, dando a los compuestos fluorocarbonados (como el Teflón) una estabilidad química y térmica excepcional. El ácido fluorhídrico (HF) es un ácido débil en solución acuosa pero extremadamente corrosivo, ya que puede disolver el vidrio y penetrar profundamente en los tejidos biológicos.
A pesar de su toxicidad y reactividad en forma elemental, el ion fluoruro (F⁻) a bajas concentraciones desempeña un papel beneficioso al fortalecer el esmalte dental al convertirlo en fluorapatita, que es más resistente a los ataques ácidos. Por esta razón, el flúor se añade a la pasta de dientes y al agua potable en muchos países para prevenir las caries dentales.
El flúor es un elemento relativamente raro en el universo, con una abundancia cósmica aproximadamente 400 veces menor que la del oxígeno. Esta rareza contrasta con la posición del flúor en la tabla periódica entre el oxígeno (muy abundante) y el neón (moderadamente abundante), creando lo que a veces se denomina el "déficit de flúor" en el cosmos.
A diferencia de la mayoría de los otros elementos ligeros, el origen astrofísico del flúor ha sido durante mucho tiempo un misterio. El flúor no puede ser producido eficientemente por la nucleosíntesis primordial del Big Bang ni por las reacciones de fusión habituales en las estrellas. Investigaciones recientes sugieren que el flúor se produce principalmente por dos procesos:
La nucleosíntesis en estrellas AGB (estrellas de la rama asintótica de las gigantes, 2-8 masas solares) parece ser la principal fuente. En estas estrellas evolucionadas, el flúor se produce por la captura de neutrones en nitrógeno-14 y oxígeno-18, seguida de reacciones nucleares que involucran protones. Estas estrellas luego dispersan el flúor en el medio interestelar a través de sus poderosos vientos estelares y eyecciones de materia.
Los neutrinos producidos durante las supernovas también pueden contribuir a la producción de flúor. Cuando una estrella masiva explota como supernova, el intenso flujo de neutrinos puede inducir reacciones nucleares (proceso nu) que convierten el neón-20 en flúor-19 y sodio-23. Esta contribución sigue siendo debatida pero podría explicar parte de la abundancia de flúor en el universo.
El flúor también ha sido detectado en las atmósferas de algunas estrellas evolucionadas ricas en carbono y en algunas nebulosas planetarias. Las variaciones en la abundancia de flúor en diferentes poblaciones estelares permiten a los astrónomos limitar los modelos de nucleosíntesis y evolución química galáctica.
En el sistema solar, el flúor se encuentra principalmente como fluoruro en los minerales terrestres (fluorita, apatita) y en algunos meteoritos. La Tierra contiene aproximadamente 0.06% de flúor en su corteza, principalmente en minerales como la fluorita (CaF₂), la apatita (Ca₅(PO₄)₃F) y el topacio (Al₂SiO₄(F,OH)₂).
La detección de flúor en el espacio interestelar es difícil porque el flúor gaseoso (F₂) y los compuestos fluorados simples son raros. El ácido fluorhídrico (HF) ha sido detectado en algunas nubes moleculares y envoltorios circumestelares, proporcionando información sobre la química del flúor en el espacio.
N.B.:
La "paradoja del flúor" ilustra notablemente la dualidad de este elemento extraordinario. En su forma elemental (F₂), el flúor es uno de los productos químicos más peligrosos que se han manejado: tóxico, corrosivo, reactivo con casi todo, y responsable de accidentes mortales a lo largo de su historia. Sin embargo, en forma de ion fluoruro (F⁻) a bajas concentraciones, se vuelve beneficioso para la salud dental humana. Del mismo modo, los compuestos organofluorados sintéticos están entre las sustancias más químicamente estables e inertes jamás creadas (Teflón, Gore-Tex), en completo contraste con la reactividad del flúor elemental. Esta espectacular transformación de las propiedades químicas entre el elemento libre y sus compuestos es más pronunciada para el flúor que para cualquier otro elemento. El flúor encarna así una lección fundamental de química: las propiedades de un elemento en su estado libre pueden ser radicalmente diferentes de las de sus compuestos, y la toxicidad o el peligro de una sustancia dependen enteramente de su forma química y concentración.
