A história do isolamento do flúor é marcada por décadas de tentativas perigosas e, às vezes, fatais. Os compostos fluorados, particularmente o mineral fluorita (fluoreto de cálcio, CaF₂), eram conhecidos desde o século XVI. Em 1810, o químico francês André-Marie Ampère (1775-1836) sugeriu a existência de um novo elemento análogo ao cloro no ácido fluorídrico. Durante mais de 70 anos, muitos químicos tentaram isolar o flúor, mas sua reatividade extrema tornava a tarefa extremamente perigosa. Vários pesquisadores foram gravemente envenenados ou morreram durante essas tentativas, incluindo os irmãos Thomas e George Knox na Irlanda.
Não foi até 1886 que o químico francês Henri Moissan (1852-1907) finalmente conseguiu isolar o gás flúor por eletrólise de uma mistura de ácido fluorídrico e bifluoreto de potássio em um aparelho de platina-irídio resfriado. Essa proeza lhe valeu o Prêmio Nobel de Química em 1906. O nome flúor deriva do latim fluere (fluir), em referência ao uso da fluorita como fundente em metalurgia para baixar o ponto de fusão dos minérios.
O flúor (símbolo F, número atômico 9) é um halogênio do grupo 17 da tabela periódica, composto por nove prótons, geralmente dez nêutrons (para o isótopo estável) e nove elétrons. O único isótopo estável natural é o flúor-19 \(\,^{19}\mathrm{F}\) (100% de abundância natural).
À temperatura ambiente, o flúor existe como um gás diatômico (F₂), de cor amarelo pálido, com um odor acre e penetrante, extremamente tóxico e corrosivo. O flúor é o elemento químico mais eletronegativo de todos (eletronegatividade de Pauling: 3,98), o que significa que atrai elétrons mais fortemente do que qualquer outro elemento. Esta propriedade faz do flúor o oxidante mais potente e o reagente mais agressivo conhecido. O gás F₂ tem uma densidade de aproximadamente 1,696 g/L à temperatura e pressão padrão.
A temperatura na qual os estados líquido e sólido podem coexistir (ponto de fusão): 53,48 K (−219,67 °C). A temperatura na qual passa do estado líquido para o gasoso (ponto de ebulição): 85,03 K (−188,12 °C). O flúor líquido apresenta uma cor amarelo brilhante característica.
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Flúor-18 — \(\,^{18}\mathrm{F}\,\) | 9 | 9 | 18.000938 u | Não natural | 109,77 minutos | Radioativo β\(^+\) decai para \(\,^{18}\mathrm{O}\); amplamente usado em PET scans (FDG marcado com flúor-18). |
| Flúor-19 — \(\,^{19}\mathrm{F}\,\) | 9 | 10 | 18.998403 u | 100 % | Estável | Único isótopo estável do flúor; presente em todos os compostos fluorados naturais e artificiais. |
| Flúor-20 — \(\,^{20}\mathrm{F}\,\) | 9 | 11 | 19.999981 u | Não natural | 11,00 s | Radioativo β\(^-\) decai para \(\,^{20}\mathrm{Ne}\); produzido artificialmente em aceleradores. |
| Flúor-21 — \(\,^{21}\mathrm{F}\,\) | 9 | 12 | 20.999949 u | Não natural | 4,158 s | Radioativo β\(^-\); usado em pesquisa nuclear. |
| Flúor-17 — \(\,^{17}\mathrm{F}\,\) | 9 | 8 | 17.002095 u | Não natural | 64,49 s | Radioativo β\(^+\); emissor de pósitrons usado em imagens médicas. |
| Outros isótopos — \(\,^{14}\mathrm{F}-\,^{16}\mathrm{F},\,^{22}\mathrm{F}-\,^{31}\mathrm{F}\) | 9 | 5-7, 13-22 | — (ressonâncias) | Não naturais | \(10^{-22}\) — 5 s | Estados muito instáveis observados em física nuclear; decaimento por emissão de partículas ou radioatividade β. |
N.B. :
Camadas eletrônicas: Como os elétrons se organizam ao redor do núcleo.
O flúor possui 9 elétrons distribuídos em duas camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p⁵, ou simplificada: [He] 2s² 2p⁵. Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(7).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 7 elétrons distribuídos como 2s² 2p⁵. Os orbitais 2s estão completos, enquanto os orbitais 2p contêm apenas 5 dos 6 elétrons possíveis. Portanto, falta apenas 1 elétron para atingir a configuração estável do neônio com 8 elétrons (octeto).
Os 7 elétrons na camada externa (2s² 2p⁵) são os elétrons de valência do flúor. Essa configuração explica suas propriedades químicas:
Ao ganhar 1 elétron, o flúor forma o íon F⁻ (estado de oxidação -1), seu único e sistemático estado de oxidação em todos os seus compostos, adotando assim a configuração estável do neônio [Ne].
O flúor não pode apresentar nenhum estado de oxidação positivo, pois é o elemento mais eletronegativo de todos os elementos químicos (eletronegatividade de 4,0 na escala de Pauling).
O estado de oxidação 0 corresponde ao diflúor F₂, sua forma molecular natural, onde dois átomos de flúor compartilham um par de elétrons.
A configuração eletrônica do flúor, com 7 elétrons em sua camada de valência, classifica-o entre os halogênios e o torna o elemento mais reativo da tabela periódica. Essa estrutura confere-lhe propriedades características excepcionais: reatividade química máxima (o flúor reage com praticamente todos os elementos, incluindo os gases nobres mais pesados e até mesmo a água), a maior eletronegatividade de todos os elementos (capacidade inigualável de atrair elétrons) e o poder oxidante mais poderoso conhecido. O flúor forma exclusivamente o íon fluoreto F⁻ ao capturar um elétron para completar seu octeto. Seu pequeno tamanho atômico e forte carga nuclear efetiva explicam sua avidez excepcional por elétrons. O diflúor F₂ é um gás amarelo-esverdeado pálido extremamente corrosivo e perigoso, que ataca violentamente quase todos os materiais. Apesar de sua reatividade extrema, o flúor e seus compostos têm aplicações importantes: o fluoreto de sódio (NaF) é adicionado à água potável e aos cremes dentais para prevenir cáries, compostos fluorados são usados como refrigerantes (embora os CFCs sejam proibidos), o politetrafluoretileno (PTFE, Teflon) é um polímero antiaderente muito resistente, e o ácido fluorídrico HF é usado em gravação de vidro e metalurgia.
O flúor tem sete elétrons de valência e precisa de apenas um elétron para completar sua camada externa. Esta configuração, combinada com sua eletronegatividade recorde, faz do flúor um oxidante extraordinariamente agressivo que reage espontaneamente com quase todos os elementos químicos, incluindo alguns gases nobres (xenônio, criptônio, radônio) sob condições apropriadas. O flúor pode até oxidar o oxigênio para formar difluoreto de oxigênio (OF₂), um composto onde o oxigênio está em um estado de oxidação positivo incomum.
O flúor reage violentamente com a maioria das substâncias orgânicas e inorgânicas, muitas vezes com ignição espontânea. A água reage explosivamente com o flúor para produzir ácido fluorídrico (HF), oxigênio e ozônio. Metais inflamam-se ao entrar em contato com o gás flúor, formando fluoretos metálicos. Até o vidro comum é atacado pelo flúor, exigindo o uso de recipientes especiais feitos de metais passivados (níquel, cobre, aço inoxidável) cuja superfície é coberta com uma fina camada protetora de fluoreto.
O flúor forma o íon fluoreto (F⁻) em seus compostos iônicos e ligações covalentes extremamente fortes em seus compostos covalentes. A ligação C-F (carbono-flúor) é uma das ligações químicas mais fortes e estáveis na química orgânica, conferindo aos compostos fluorocarbonados (como o Teflon) uma estabilidade química e térmica excepcional. O ácido fluorídrico (HF) é um ácido fraco em solução aquosa, mas extremamente corrosivo, pois pode dissolver o vidro e penetrar profundamente nos tecidos biológicos.
Apesar de sua toxicidade e reatividade na forma elementar, o íon fluoreto (F⁻) em baixas concentrações desempenha um papel benéfico ao fortalecer o esmalte dentário, convertendo-o em fluorapatita, que é mais resistente a ataques ácidos. Por isso, o flúor é adicionado à pasta de dentes e à água potável em muitos países para prevenir cáries.
O flúor é um elemento relativamente raro no universo, com uma abundância cósmica cerca de 400 vezes menor que a do oxigênio. Esta raridade contrasta com a posição do flúor na tabela periódica entre o oxigênio (muito abundante) e o neônio (moderadamente abundante), criando o que às vezes é chamado de "déficit de flúor" cósmico.
Ao contrário da maioria dos outros elementos leves, a origem astrofísica do flúor tem sido um mistério por muito tempo. O flúor não pode ser produzido eficientemente pela nucleossíntese primordial do Big Bang ou pelas reações de fusão habituais nas estrelas. Pesquisas recentes sugerem que o flúor é produzido principalmente por dois processos:
A nucleossíntese em estrelas AGB (estrela da ramo assintótico das gigantes, 2-8 massas solares) parece ser a principal fonte. Nessas estrelas evoluídas, o flúor é produzido pela captura de nêutrons no nitrogênio-14 e oxigênio-18, seguida por reações nucleares envolvendo prótons. Essas estrelas então dispersam o flúor no meio interestelar através de seus poderosos ventos estelares e ejeções de matéria.
Os neutrinos produzidos durante supernovas também podem contribuir para a produção de flúor. Quando uma estrela massiva explode como supernova, o intenso fluxo de neutrinos pode induzir reações nucleares (processo nu) que convertem o neônio-20 em flúor-19 e sódio-23. Essa contribuição ainda é debatida, mas poderia explicar parte da abundância de flúor no universo.
O flúor também foi detectado nas atmosferas de algumas estrelas evoluídas ricas em carbono e em algumas nebulosas planetárias. Variações na abundância de flúor em diferentes populações estelares permitem que os astrônomos restrinjam modelos de nucleossíntese e evolução química galáctica.
No sistema solar, o flúor é encontrado principalmente como fluoreto em minerais terrestres (fluorita, apatita) e em alguns meteoritos. A Terra contém cerca de 0,06% de flúor em sua crosta, principalmente em minerais como a fluorita (CaF₂), a apatita (Ca₅(PO₄)₃F) e o topázio (Al₂SiO₄(F,OH)₂).
A detecção de flúor no espaço interestelar é difícil porque o flúor gasoso (F₂) e os compostos fluorados simples são raros. O ácido fluorídrico (HF) foi detectado em algumas nuvens moleculares e envelopes circumestelares, fornecendo informações sobre a química do flúor no espaço.
N.B.:
O "paradoxo do flúor" ilustra notavelmente a dualidade deste elemento extraordinário. Em sua forma elementar (F₂), o flúor é uma das substâncias químicas mais perigosas já manipuladas: tóxico, corrosivo, reativo com quase tudo e responsável por acidentes fatais ao longo de sua história. No entanto, na forma de íon fluoreto (F⁻) em baixas concentrações, torna-se benéfico para a saúde dental humana. Da mesma forma, os compostos organofluorados sintéticos estão entre as substâncias mais químicamente estáveis e inertes já criadas (Teflon, Gore-Tex), em completo contraste com a reatividade do flúor elementar. Esta transformação espetacular das propriedades químicas entre o elemento livre e seus compostos é mais pronunciada para o flúor do que para qualquer outro elemento. O flúor encarna assim uma lição fundamental de química: as propriedades de um elemento em seu estado livre podem ser radicalmente diferentes daquelas de seus compostos, e a toxicidade ou perigo de uma substância depende inteiramente de sua forma química e concentração.
Berílio (Z=4): um metal
raro com propriedades excepcionais 
