Flúor

^Los átomos de flúor tienen nueve electrones, uno menos que el neón , y ^una configuración electrónica 1s²2s²2p⁵ ^: dos electrones en una capa interna completa y siete en una capa externa, a la que le falta uno por completar. Los electrones externos no son efectivos para el apantallamiento 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, después 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 pequeño radio covalente de alrededor de 60 picómetros , similar al de sus vecinos de periodo oxígeno y neón. ^{[ 20 ] [ 21 ] [ nota 1 ]} 

La energía de enlace del difluoruro es mucho menor que la del Cl₂ o _el Br₂ y similar al enlace peróxido _, que se rompe fácilmente; esto, junto con su alta electronegatividad, explica la fácil disociación del flúor , su alta reactividad y sus fuertes enlaces con átomos distintos del flúor. ^{[ 22 ] [ 23 ]} Por el contrario, los enlaces con otros átomos son muy fuertes debido a la alta electronegatividad del flúor. Sustancias no reactivas como el acero en polvo , los fragmentos de vidrio y las fibras de amianto reaccionan rápidamente con gas flúor frío; la madera y el agua arden espontáneamente bajo un chorro de flúor. ^{[ 5 ] [ 24 ]}

Las reacciones del flúor elemental con metales requieren condiciones variables. Los metales alcalinos provocan explosiones y los metales alcalinotérreos muestran una actividad vigorosa en estado sólido; 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 presenta mucha menos actividad, requiriendo temperaturas elevadas. ^{[ 28 ]}  

El hidrógeno , como algunos metales alcalinos, reacciona explosivamente con el flúor. ^{[ 29 ]} El carbono , como el negro de humo , reacciona a temperatura ambiente para producir tetrafluorometano . El grafito se combina con el flúor por encima de 400 °C (752 °F) para producir monofluoruro de carbono no estequiométrico ; 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 ligeramente por encima, ^{[ 31 ]} mientras que las parafinas y otros compuestos 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 enlace triple 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 puede 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 kriptón reaccionan, y solo en condiciones especiales. ^{[ 42 ]} El argón no reacciona con el gas flúor; ​​sin embargo, forma un compuesto con el flúor, el fluorohidruro de argón .  

A temperatura ambiente, el flúor es un gas de moléculas diatómicas , ^{[ 5 ]} de color amarillo pálido cuando es puro (a veces descrito como amarillo verdoso). ^{[ 43 ]} Tiene un olor penetrante y astringente característico, similar al de los halógenos, 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 2 ]} a diferencia de los sistemas ortorrómbicos de otros halógenos sólidos. ^{[ 47 ] [ 48 ]} Un enfriamiento adicional a −228 °C (−378,4 °F) induce una transición de fase a α-flúor opaco y duro, que tiene una estructura monoclínica con capas densas y angulares de moléculas. La transición de β- a α-flúor es más exotérmica que la condensación del flúor y puede ser violenta. ^{[ 47 ] [ 48 ]}    

El flúor natural se compone enteramente del isótopo estable ^19F . Tiene una alta relación magnetogírica ^{[ 50 ]} y una sensibilidad excepcional a los campos magnéticos ; debido a que también es el único isótopo, es muy adecuado para RMN y uso en imágenes de resonancia magnética . ^{[ 51 ]} Se han sintetizado dieciocho radioisótopos con números de masa 13–31, de los cuales ^18F es el más estable con una vida media de 109,734 minutos. ^{[ 15 ] [ 52 ] 18F} es un radioisótopo traza natural producido por espalación de rayos cósmicos de argón atmosférico , así como por reacción de protones con oxígeno natural: ^18O + p → ^18F + n . ^{[ 53 ]} Otros radioisótopos tienen vidas medias menores a 70 segundos; la mayoría se desintegran en menos de medio segundo. Los isótopos ^17F y ^18F experimentan desintegración β ⁺ y captura electrónica , los isótopos más ligeros se desintegran por emisión de protones , y los más pesados ​​que ^19F experimentan ^{desintegración} β− (los más pesados ​​con emisión retardada de neutrones ) . Se conocen dos isómeros metaestables del flúor: 18mF ^, con una vida media de 162(7) nanosegundos, y ^26mF , con una vida media de 2,2 (1) milisegundos. ^{[ 54 ]}    

Entre los elementos más ligeros, la abundancia del flúor, de 400 ppb (partes por mil millones) —el 24.º entre los elementos del universo—, es excepcionalmente baja: otros elementos, desde el carbono hasta el magnesio, son veinte veces más comunes. ^{[ 56 ]} Esto se debe a que los procesos de nucleosíntesis estelar no involucran al flúor, y cualquier átomo de flúor que se cree de otra manera tiene altas secciones transversales nucleares , lo que permite que las colisiones con hidrógeno o helio generen oxígeno o neón, respectivamente. ^{[ 56 ] [ 57 ]} 

Más allá de esta existencia transitoria, se han propuesto tres explicaciones para la presencia de flúor: ^{[ 56 ] [ 58 ]}

• 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 expulsar el flúor de cualquier átomo de hidrógeno o helio; o
• La presencia de flúor se confirma mediante corrientes de convección derivadas de la fusión en estrellas de la rama gigante asintótica .

El flúor es el decimotercer elemento más abundante en la corteza terrestre a 600–700  ppm (partes por millón) en masa. ^{[ 59 ]} Aunque se creía que no se presentaba de forma natural, se ha demostrado que el flúor elemental está presente como una oclusión en la antozonita, una variante de la fluorita. ^{[ 60 ]} La mayor parte del flúor existe como minerales que contienen fluoruro. La fluorita , la fluorapatita y la criolita son las más importantes industrialmente. ^{[ 59 ] [ 61 ]} 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. ^{[ 61 ] [ 62 ] [ 63 ] [ 64 ] [ 65 ]} 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. ^{[ 61 ]} La criolita ( Na ₃ AlF ₆ ), utilizada en la producción de aluminio, es el mineral más rico en flúor. Las fuentes naturales económicamente viables de criolita se han agotado y la mayor parte se sintetiza comercialmente. ^{[ 61 ]}

• 
  Fluorita: Masa globular rosada con facetas cristalinas.
• 
  Fluorapatita: Cristal largo y prismático, de brillo opaco , que sobresale en ángulo de la matriz de una roca de aspecto 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 presentan en concentraciones comercialmente favorables en aguas salinas. ^{[ 61 ]} Se han detectado cantidades traza de organofluorados de origen incierto en erupciones volcánicas y manantiales geotérmicos. ^{[ 66 ]} La existencia de flúor gaseoso en cristales, sugerida por el olor de la antozonita triturada , es controvertida; ^{[ 67 ] [ 60 ]} un estudio de 2012 informó la presencia de 0,04 % de F ₂ en peso en antozonita, atribuyendo estas inclusiones a la radiación de la presencia de pequeñas cantidades de uranio . ^{[ 60 ]}

En 1529, Georgius Agricola describió la fluorita como un aditivo utilizado para reducir el punto de fusión de los metales durante la fundición . ^{[ 68 ] [ 69 ] [ nota 3 ]} Acuñó la palabra latina fluorēs ( fluor, fluir) para las rocas de fluorita. El nombre evolucionó posteriormente a fluorespato (todavía de uso común) y luego a fluorita . ^{[ 62 ] [ 73 ] [ 74 ]} Posteriormente se determinó que la composición de la fluorita era difluoruro de calcio . ^{[ 75 ]}

El ácido fluorhídrico se utilizó en el grabado de vidrio desde 1720 en adelante. ^{[ nota 4 ]} Andreas Sigismund Marggraf lo caracterizó por primera vez en 1764 cuando calentó fluorita con ácido sulfúrico, y la solución resultante corroió su recipiente de vidrio. ^{[ 77 ] [ 78 ]} El químico sueco Carl Wilhelm Scheele repitió el experimento en 1771 y nombró al producto ácido fluss-spats-syran (ácido fluorhídrico). ^{[ 78 ] [ 79 ]} En 1810, el físico francés André-Marie Ampère sugirió que el hidrógeno y un elemento análogo al cloro constituían el ácido fluorhídrico. ^{[ 80 ]} También propuso en una carta a Sir Humphry Davy fechada el 26 de agosto de 1812 que esta sustancia entonces desconocida podría llamarse flúor por compuestos fluorados y el sufijo -ina de otros halógenos. ^{[ 81 ] [ 82 ]} Esta palabra, a menudo con modificaciones, se usa en la mayoría de las lenguas europeas; sin embargo, el griego, el ruso y algunas otras, siguiendo la sugerencia posterior de Ampère, usan el nombre ftor o derivados, del griego φθόριος ( phthorios , destructivo). ^{[ 83 ]} El nombre en latín nuevo fluorum dio al elemento su símbolo actual F ; Fl se usó en los primeros trabajos. ^{[ 84 ] [ nota 5 ]}

Los estudios iniciales sobre el flúor fueron tan peligrosos que varios experimentadores del siglo XIX fueron considerados "mártires del flúor" tras sufrir percances con ácido fluorhídrico. ^{[ nota 6 ]} El aislamiento del flúor elemental se vio obstaculizado por la extrema corrosividad tanto del flúor elemental como del fluoruro de hidrógeno, así como por la falta de un electrolito simple y adecuado . ^{[ 75 ] [ 85 ]} Edmond Frémy postuló que la electrólisis del fluoruro de hidrógeno puro para generar flúor era factible y diseñó un método para producir muestras anhidras a partir de bifluoruro de potasio acidificado ; en cambio, descubrió que el fluoruro de hidrógeno (seco) resultante no conducía la electricidad. ^{[ 75 ] [ 85 ] [ 86 ]} El antiguo alumno de Frémy, Henri Moissan, perseveró y, tras muchos intentos y errores, descubrió que una mezcla de bifluoruro de potasio y fluoruro de hidrógeno seco era conductora, 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 con una mezcla más resistente de platino e iridio , y utilizó tapones de fluorita. ^{[ 85 ] [ 87 ]} En 1886, después de 74 años de esfuerzo por parte de muchos químicos, Moissan aisló el flúor elemental. ^{[ 86 ] [ 88 ]}

En 1906, dos meses antes de su muerte, Moissan recibió el Premio Nobel de Química , ^{[ 89 ]} con la siguiente cita: ^{[ 85 ]}

En 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 usted ha estudiado a esa bestia salvaje entre los elementos. ^{[ nota 7 ]}

La división Frigidaire de General Motors (GM) experimentó con refrigerantes de clorofluorocarbono a finales 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 Freón-12 ( CCl₂F₂ ) como uno de esos refrigerantes . Reemplazó compuestos anteriores y más tóxicos, aumentó la demanda de refrigeradores de cocina y se volvió rentable; para 1949 DuPont había comprado Kinetic y comercializado varios otros _{compuestos de} Freón . ^{[ 78 ] [ 90 ] [ 91 ] [ 92 ]} El politetrafluoroetileno (PTFE, Teflón) fue descubierto fortuitamente en 1938 por Roy J. Plunkett mientras trabajaba en refrigerantes en Kinetic, y su resistencia química y térmica superlativa le permitió acelerar su comercialización y producción en masa para 1941. ^{[ 78 ] [ 90 ] [ 91 ]}

La producción a gran escala de flúor elemental comenzó durante la Segunda Guerra Mundial. Alemania empleó electrólisis a alta temperatura para fabricar toneladas del trifluoruro de cloro, un compuesto incendiario previsto ^{[ 93 ]} , y el Proyecto Manhattan utilizó enormes cantidades para producir hexafluoruro de uranio para el enriquecimiento de uranio. Dado que _el UF6 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 posteriormente el desarrollo de los fluorocarbonos en la posguerra. ^{[ 94 ]}

En los compuestos, el flúor adopta casi exclusivamente un estado de oxidación de −1. El flúor en F₂ se define con un estado de oxidación de 0. Las especies inestables _F − ₂ y F − ₃ , que se descomponen a unos 40 K, tienen estados de oxidación intermedios; ^{[ 98 ]} se predice que F⁺₄ y algunas especies relacionadas son estables. ^{[ 99 ]} 

Los metales alcalinos forman monofluoruros iónicos y altamente solubles ; estos tienen la disposición cúbica del cloruro de sodio y cloruros análogos. ^{[ 100 ] [ 101 ]} Los difluoruros de metales alcalinotérreos poseen enlaces iónicos fuertes pero son insolubles en agua, ^{[ 84 ]} con la excepción del difluoruro de berilio , que también exhibe cierto carácter covalente y tiene una estructura similar al cuarzo . ^{[ 102 ]} Los elementos de tierras raras y muchos otros metales forman principalmente trifluoruros iónicos . ^{[ 103 ] [ 104 ] [ 105 ]}

El enlace covalente cobra prominencia por primera vez en los tetrafluoruros : los de circonio , hafnio ^{[ 106 ] [ 107 ]} y varios actínidos ^{[ 108 ]} son ​​iónicos con altos puntos de fusión, ^{[ 109 ] [ nota 9 ]} mientras que los de titanio , ^{[ 112 ]} vanadio , ^{[ 113 ]} y niobio son poliméricos, ^{[ 114 ]} fundiéndose o descomponiéndose a no más de 350 °C (662 °F) . ^{[ 115 ]} Los pentafluoruros continúan esta tendencia con sus polímeros lineales y complejos oligoméricos . ^{[ 116 ] [ 117 ] [ 118 ]} Se conocen trece hexafluoruros metálicos, ^{[ nota 10 ]} todos octaédricos, y son en su mayoría sólidos volátiles excepto el MoF ₆ y el ReF ₆ líquidos , y el WF ₆ gaseoso . ^{[ 119 ] [ 120 ] [ 121 ]} El heptafluoruro de renio , el único heptafluoruro metálico caracterizado , es un sólido molecular de bajo punto de fusión con geometría molecular bipiramidal pentagonal . ^{[ 122 ]} El heptafluoruro de oro es un complejo de baja temperatura de F ₂ molecular con , con cálculos NPA que indican que el flúor en el ligando F ₂ es casi neutro, mientras que aquellos en la porción AuF ₅ de la molécula tienen fuertes cargas parciales negativas. Esto es consistente con que el ligando F ₂ represente flúor en estado de oxidación cero. ^{[ 123 ]} Los fluoruros metálicos con más átomos de flúor son particularmente reactivos. ^{[ 124 ]}  

El hidrógeno y el flúor se combinan para producir fluoruro de hidrógeno, en el que las moléculas discretas forman cúmulos mediante enlaces de hidrógeno, asemejándose más al agua que al cloruro de hidrógeno . ^{[ 125 ] [ 126 ] [ 127 ]} Hierve a una temperatura mucho más alta que los haluros de hidrógeno más pesados ​​y, a diferencia de ellos, es miscible con el agua. ^{[ 128 ]} 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 hidrácidos, que son fuertes , el ácido fluorhídrico es un ácido débil en bajas concentraciones. ^{[ 129 ] [ 130 ]} Sin embargo, puede atacar el vidrio, algo que los otros ácidos no pueden hacer. ^{[ 131 ]}

Los fluoruros binarios de metaloides y no metales del bloque p son generalmente covalentes y volátiles, con reactividades variables. Los no metales del periodo 3 y más pesados ​​pueden formar fluoruros hipervalentes . ^{[ 133 ]}

El trifluoruro de boro es planar y posee un octeto incompleto. Funciona como un ácido de Lewis y se combina con bases de Lewis como el amoníaco para formar aductos . ^{[ 134 ]} El tetrafluoruro de carbono es tetraédrico e inerte; ^{[ nota 11 ]} sus análogos de grupo, el tetrafluoruro de silicio y el tetrafluoruro de germanio, también son tetraédricos ^{[ 135 ]} pero se comportan como ácidos de Lewis. ^{[ 136 ] [ 137 ]} Los pnictógenos 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. ^{[ 138 ]} 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 superado por el pentafluoruro de oro . ^{[ 116 ] [ 139 ] [ 140 ]}

Los calcógenos tienen fluoruros diversos: se han reportado 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 por más átomos de flúor y átomos centrales más ligeros, por lo que el hexafluoruro de azufre es especialmente inerte. ^{[ 141 ] [ 142 ]} El cloro, el bromo y el yodo pueden formar mono-, tri- y pentafluoruros, pero solo el heptafluoruro de yodo ha sido caracterizado entre los posibles heptafluoruros interhalógenos . ^{[ 143 ]} 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 utilizan flúor. ^{[ 144 ] [ 145 ]}

Los gases nobles , al tener capas electrónicas completas, desafiaron la reacción con otros elementos hasta 1962, cuando Neil Bartlett informó la síntesis de hexafluoroplatinato de xenón ; ^{[ 147 ]} desde entonces se han aislado difluoruro de xenón , tetrafluoruro , hexafluoruro y múltiples oxifluoruros. ^{[ 148 ]} Entre otros gases nobles, el kriptón forma un difluoruro , ^{[ 149 ]} y el radón y el flúor generan un sólido que se sospecha que es difluoruro de radón . ^{[ 150 ] [ 151 ]} 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, ^{[ 152 ]} y nunca se ha observado fluoruro de neón; ^{[ 153 ]} Se ha detectado fluorohidruro de helio durante milisegundos a altas presiones y bajas temperaturas. ^{[ 152 ]}

El enlace carbono-flúor es el más fuerte de la química orgánica , ^{[ 155 ]} y confiere estabilidad a los compuestos organofluorados. ^{[ 156 ]} Es prácticamente inexistente en la naturaleza, pero se utiliza en compuestos artificiales. La investigación en este campo suele estar impulsada por aplicaciones comerciales; ^{[ 157 ]} los compuestos involucrados son diversos y reflejan la complejidad inherente a la química orgánica. ^{[ 90 ]}

El método de Moissan se utiliza para producir cantidades industriales de flúor, mediante 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. ^{[ 63 ] [ 170 ]} Las temperaturas se elevan, KF•2HF se funde a 70 °C (158 °F) y se electroliza a 70–130 °C (158–266 °F) . El KF actúa para proporcionar conductividad eléctrica, lo que permite la electrólisis del HF prácticamente no conductor. ^{[ 78 ] [ 171 ] [ 172 ]} 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. ^{[ 78 ] [ 173 ]} Las válvulas reguladoras y las tuberías están hechas de níquel, estas últimas posiblemente usando Monel en su lugar. ^{[ 174 ]} Se debe realizar una pasivación frecuente, junto con la estricta exclusión de agua y grasas. En el laboratorio, el material de vidrio puede contener gas fluoruro a baja presión y en condiciones anhidras; ^{[ 174 ]} algunas fuentes recomiendan en cambio sistemas de níquel-Monel-PTFE. ^{[ 175 ]}      

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 neutras estables; su acidificación potencialmente desencadena oxidación en su lugar. Ideó un método que genera flúor con alto rendimiento y a presión atmosférica: ^{[ 176 ]}

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". ^{[ 177 ]} Todavía en 2008, algunas referencias afirmaban que el flúor era demasiado reactivo para cualquier aislamiento químico. ^{[ 178 ]}

Al igual que con otras aleaciones de hierro, se agregan alrededor de 3 kg (6,6 lb) de esparita a cada tonelada métrica de acero; los iones fluoruro reducen su punto de fusión y viscosidad . ^{[ 63 ] [ 189 ]} Además de su función como aditivo en materiales como esmaltes y recubrimientos de varillas de soldadura, la mayor parte de la esparita ácida reacciona con ácido sulfúrico para formar ácido fluorhídrico, que se utiliza en el decapado de acero , el grabado de vidrio y el craqueo de alcanos . ^{[ 63 ]} Un tercio del HF se destina a la síntesis de criolita y trifluoruro de aluminio , ambos fundentes en el proceso Hall-Héroult para la extracción de aluminio; su reposición es necesaria debido a sus reacciones ocasionales con el aparato de fundición. Cada tonelada métrica de aluminio requiere aproximadamente 23 kg (51 lb) de fundente. ^{[ 63 ] [ 190 ]} Los fluorosilicatos consumen la segunda porción más grande, con el fluorosilicato de sodio utilizado en la fluoración del agua y el tratamiento de efluentes de lavandería, y como intermediario en la ruta hacia la criolita y el tetrafluoruro de silicio. ^{[ 191 ]} Otros fluoruros inorgánicos importantes incluyen los de cobalto , níquel y amonio . ^{[ 63 ] [ 101 ] [ 192 ]}    

Los organofluoruros consumen más del 20 % de la fluorita extraída y más del 40 % del ácido fluorhídrico, con los gases refrigerantes dominando y los fluoropolímeros aumentando su cuota de mercado. ^{[ 63 ] [ 193 ]} Los tensioactivos son una aplicación menor, pero generan más de 1000 millones de dólares  en ingresos anuales. ^{[ 194 ]} Debido al peligro de las reacciones directas de hidrocarburos-flúor por encima de −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 se sustituyen por flúor mediante fluoruro de hidrógeno bajo catalizadores. La fluoración electroquímica somete los hidrocarburos a electrólisis en fluoruro de hidrógeno, y el proceso Fowler los trata con portadores de flúor sólidos como el trifluoruro de cobalto . ^{[ 90 ] [ 195 ]}  

Polímeros

Aproximadamente 180 000 toneladas  métricas  de fluoropolímeros se produjeron en 2006 y 2007, generando  ingresos superiores a los 3500 millones de dólares anuales. ^{[ 198 ]} El mercado global se estimó en poco menos de 6000 millones de dólares  en 2011. ^{[ 199 ]} Los fluoropolímeros solo pueden formarse mediante la polimerización de radicales libres. ^{[ 163 ]}

El politetrafluoroetileno (PTFE), a veces llamado por su nombre DuPont Teflon, ^{[ 200 ]} representa entre el 60 y el 80 % en masa de la producción mundial de fluoropolímeros. ^{[ 198 ]} La mayor aplicación 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 recubrimiento de tuberías, tubos y juntas. Otro uso importante es en la tela de fibra de vidrio recubierta de PTFE para techos de estadios. La principal aplicación de consumo es para utensilios de cocina antiadherentes . ^{[ 200 ]} La película de PTFE estirada se convierte en PTFE expandido (ePTFE), una membrana de poros finos a veces denominada por la marca Gore-Tex y utilizada para ropa de lluvia, prendas de protección y filtros ; las fibras de ePTFE se pueden convertir en sellos y filtros de polvo . ^{[ 200 ]} 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. ^{[ 200 ] [ 201 ]}

Los ionómeros fluorados químicamente resistentes (pero caros) se utilizan como membranas de celdas electroquímicas, cuyo primer y más destacado ejemplo es Nafion . Desarrollado en la década de 1960, se empleó inicialmente como material de celda de combustible en naves espaciales y luego reemplazó las celdas de proceso de cloroálcali basadas en mercurio . Recientemente, la aplicación de celdas de combustible ha resurgido con esfuerzos para instalar celdas de combustible de membrana de intercambio de protones en automóviles. ^{[ 202 ] [ 203 ] [ 204 ]} Los fluoroelastómeros como Viton son mezclas de fluoropolímeros reticulados que se utilizan principalmente en juntas tóricas ; ^{[ 200 ]} el perfluorobutano ( C ₄ F ₁₀ ) se utiliza como agente extintor de incendios. ^{[ 205 ]}

Estudios poblacionales desde mediados del siglo XX en adelante muestran que el fluoruro tópico reduce la caries dental . Esto se atribuyó inicialmente a la conversión de la hidroxiapatita del esmalte dental en fluorapatita más duradera, pero estudios en dientes prefluorados refutaron esta hipótesis, y las teorías actuales implican que el fluoruro ayuda al crecimiento del esmalte en caries pequeñas. ^{[ 215 ]} Después de estudios de niños en áreas donde el fluoruro estaba presente naturalmente en el agua potable, la fluoración controlada del suministro público de agua para combatir la caries dental ^{[ 216 ]} comenzó en la década de 1940 y ahora se aplica al agua que abastece al 6 por ciento de la población mundial, incluyendo dos tercios de los estadounidenses. ^{[ 217 ] [ 218 ]} Revisiones de la literatura académica en 2000 y 2007 asociaron la fluoración del agua con una reducción significativa de la caries dental en niños. ^{[ 219 ]} A pesar de tales respaldos y evidencia de que no hay efectos adversos aparte de la fluorosis dental mayormente benigna , ^{[ 220 ]} todavía existe oposición por razones éticas y de seguridad. ^{[ 218 ] [ 221 ]} Los beneficios de la fluoración han disminuido, posiblemente debido a otras fuentes de flúor, pero aún son medibles en grupos de bajos ingresos. ^{[ 222 ]} El monofluorofosfato de sodio y a veces el fluoruro de sodio o de 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. ^{[ 222 ] [ 223 ]}

El veinte por ciento de los fármacos modernos contienen flúor. ^{[ 224 ]} Uno de ellos, el reductor del colesterol atorvastatina (Lipitor), generó más ingresos que cualquier otro medicamento hasta que se convirtió en genérico en 2011. ^{[ 225 ]} El medicamento combinado para el asma Seretide , uno de los diez fármacos con mayores ingresos a mediados de la década de 2000, contiene dos ingredientes activos, uno de los cuales, la fluticasona , está fluorado. ^{[ 226 ]} Muchos fármacos se fluoran para retrasar la inactivación y prolongar los periodos de dosificación porque el enlace carbono-flúor es muy estable. ^{[ 227 ]} La fluoración también aumenta la lipofilicidad porque el enlace es más hidrofóbico que el enlace carbono-hidrógeno , y esto a menudo ayuda a la penetración de la membrana celular y, por lo tanto, a la biodisponibilidad . ^{[ 226 ]}

Los tricíclicos y otros antidepresivos anteriores a la década de 1980 tenían varios efectos secundarios debido a su interferencia no selectiva con neurotransmisores distintos 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 . ^{[ 228 ] [ 229 ]} Las quinolonas son antibióticos artificiales de amplio espectro que a menudo se fluoran para mejorar sus efectos. Estos incluyen ciprofloxacino y levofloxacino . ^{[ 230 ] [ 231 ] [ 232 ] [ 233 ]} El flúor también se utiliza en esteroides: ^{[ 234 ]} la fludrocortisona es un mineralocorticoide que aumenta la presión arterial , y la triamcinolona y la dexametasona son glucocorticoides potentes . ^{[ 235 ]} La mayoría de los anestésicos inhalados están fuertemente 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 tiempos de despertar más rápidos. ^{[ 236 ] [ 237 ]}

El flúor-18 se encuentra frecuentemente en trazadores radiactivos para 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 imagen. ^{[ 238 ]} El trazador más común es la fluorodesoxiglucosa ^{[ 238 ]} que, tras la inyección intravenosa, es captada por los tejidos que requieren glucosa, como el cerebro y la mayoría de los tumores malignos; ^{[ 239 ]} la tomografía computarizada puede utilizarse entonces para obtener imágenes detalladas. ^{[ 240 ]}

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. ^{[ 241 ]} Debido a que los fluorocarbonos normalmente no se mezclan con agua, deben mezclarse en emulsiones (pequeñas gotas de perfluorocarbono suspendidas en agua) para ser utilizados como sangre. ^{[ 242 ] [ 243 ]} Un producto de este tipo, Oxycyte , ha pasado por ensayos clínicos iniciales. ^{[ 244 ]} Estas sustancias pueden ayudar a los atletas de resistencia y están prohibidas en los deportes; el casi fallecimiento de un ciclista en 1998 impulsó una investigación sobre su abuso. ^{[ 245 ] [ 246 ]} Las aplicaciones de la respiración líquida de perfluorocarbono puro (que utiliza perfluorocarbono líquido puro, no una emulsión de agua) incluyen la asistencia a víctimas de quemaduras y bebés prematuros con pulmones deficientes. Se ha considerado el llenado pulmonar parcial y completo, aunque solo el primero ha tenido pruebas significativas en humanos. ^{[ 247 ]} Un esfuerzo de Alliance Pharmaceuticals llegó a los ensayos clínicos pero fue abandonado porque los resultados no fueron mejores que las terapias normales. ^{[ 248 ]}

El ácido fluorhídrico es el más débil de los ácidos hidrácidos , con un pKa de 3,2 a 25  °C. ^{[ 262 ]} El fluoruro de hidrógeno puro es un líquido volátil debido a la presencia de enlaces de hidrógeno, mientras que los demás haluros de hidrógeno son gases. Es capaz de atacar el vidrio, el hormigón, los metales y la materia orgánica. ^{[ 263 ]}

El ácido fluorhídrico es un veneno de contacto con mayores riesgos que muchos ácidos fuertes como el ácido sulfúrico, a pesar de su baja toxicidad: permanece neutro en solución acuosa y, por lo tanto, penetra más rápidamente en los tejidos, ya sea por inhalación, ingestión o contacto con la piel. Al menos nueve trabajadores estadounidenses fallecieron en accidentes de este tipo entre 1984 y 1994. Reacciona con el calcio y el magnesio en la sangre, lo que provoca ^hipocalcemia y posible muerte por arritmia cardíaca . ^{[ 264 ]} La formación de fluoruro de calcio insoluble provoca dolor intenso ^{[ 265 ]} y las quemaduras de más de 160 ^cm²  ( 25 in² ) pueden causar toxicidad sistémica grave. ^{[ 266 ]} 

La exposición puede no ser evidente durante ocho horas para HF al 50%, aumentando a 24 horas para concentraciones más bajas, y una quemadura puede ser inicialmente indolora ya que el fluoruro de hidrógeno afecta la función nerviosa. Si la piel ha estado expuesta a HF, el daño puede reducirse enjuagándola bajo un chorro de agua durante 10-15 minutos y quitando la ropa contaminada. ^{[ 267 ]} A menudo se aplica gluconato de calcio a continuación, proporcionando iones de calcio para unirse al fluoruro; las quemaduras de la piel pueden tratarse con gel de gluconato de calcio al 2,5% o soluciones de enjuague especiales. ^{[ 268 ] [ 269 ] [ 270 ]} La absorción de ácido fluorhídrico requiere 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. ^{[ 266 ] [ 271 ]}

Los fluoruros solubles son moderadamente tóxicos: 5–10  g de fluoruro de sodio, o 32–64  mg de iones fluoruro por kilogramo de masa corporal, representan una dosis letal para adultos. ^{[ 272 ]} Una quinta parte de la dosis letal puede causar efectos adversos para la salud, ^{[ 273 ]} y el consumo excesivo crónico puede provocar fluorosis esquelética , que afecta a millones de personas en Asia y África, y, en niños, una disminución de la inteligencia. ^{[ 273 ] [ 274 ]} El fluoruro ingerido forma ácido fluorhídrico en el estómago, que se absorbe fácilmente en los intestinos, donde atraviesa las membranas celulares, se une al calcio e interfiere con diversas enzimas, antes de su excreción urinaria . Los límites de exposición se determinan mediante análisis de orina para evaluar la capacidad del organismo para eliminar los iones fluoruro. ^{[ 273 ] [ 275 ]}

Históricamente, la mayoría de los casos de intoxicación por fluoruro han sido causados ​​por la ingestión accidental de insecticidas que contienen fluoruros inorgánicos. ^{[ 276 ]} La mayoría de las llamadas actuales a los centros de control de intoxicaciones por posible intoxicación por fluoruro provienen de la ingestión de pasta dental que contiene fluoruro. ^{[ 273 ]} El mal funcionamiento de los equipos de fluoración del agua es otra causa: un incidente en Alaska afectó a casi 300 personas y causó la muerte de una persona. ^{[ 277 ]} Los peligros de la pasta dental 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 pasta dental. ^{[ 278 ]} Un estudio regional examinó un año de informes de intoxicación por fluoruro en preadolescentes que totalizaron 87 casos, incluyendo una muerte por ingestión de insecticida. La mayoría no tenía síntomas, pero alrededor del 30% tenía dolores de estómago. ^{[ 276 ]} Un estudio más amplio en todo Estados Unidos tuvo hallazgos similares: el 80% de los casos involucraron a niños menores de seis años, y hubo pocos casos graves. ^{[ 279 ]}

El Protocolo de Montreal , firmado en 1987, estableció regulaciones estrictas sobre los clorofluorocarbonos (CFC) y los bromofluorocarbonos debido a su potencial de daño al ozono (ODP). La alta estabilidad que los hizo adecuados para sus aplicaciones originales también significó que no se descomponían hasta que alcanzaban altitudes más altas, donde los átomos de cloro y bromo liberados atacaban las moléculas de ozono. ^{[ 281 ]} Incluso con la prohibición, y las primeras indicaciones de su eficacia, las predicciones advirtieron que pasarían varias generaciones antes de la recuperación total. ^{[ 282 ] [ 283 ]} Con una décima parte del ODP de los CFC, los hidroclorofluorocarbonos (HCFC) son los reemplazos actuales, ^{[ 284 ]} y están programados para ser sustituidos para 2030-2040 por hidrofluorocarbonos (HFC) sin cloro y con ODP cero. ^{[ 285 ]} En 2007 esta fecha se adelantó a 2020 para los países desarrollados; ^{[ 286 ]} La Agencia de Protección Ambiental ya había prohibido la producción de un HCFC y limitado la de otros dos en 2003. ^{[ 285 ]} Los gases fluorocarbonados son generalmente gases de efecto invernadero con potenciales de calentamiento global (PCG) de aproximadamente 100 a 10 000; el hexafluoruro de azufre tiene un valor de alrededor de 20 000. ^{[ 287 ]} Un caso atípico es el HFO-1234yf, que es un nuevo tipo de refrigerante llamado hidrofluoroolefina (HFO) y ha atraído la demanda mundial debido a su PCG de menos de 1 en comparación con 1430 para el refrigerante estándar actual HFC-134a . ^{[ 197 ]}

Los organofluorados exhiben biopersistencia debido a la fuerza del enlace carbono-flúor. Los ácidos perfluoroalquílicos (PFAA), que son poco solubles en agua debido a sus grupos funcionales ácidos, son contaminantes orgánicos persistentes conocidos ; ^{[ 289 ]} el ácido perfluorooctanosulfónico (PFOS) y el ácido perfluorooctanoico (PFOA) son los más investigados. ^{[ 290 ] [ 291 ] [ 292 ]} Se han encontrado PFAA en cantidades traza en todo el mundo, desde osos polares hasta humanos, y se sabe que el PFOS y el PFOA residen en la leche materna y la sangre de los bebés 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. ^{[ 290 ] [ 291 ] [ 293 ]} En el cuerpo, los PFAA se unen a proteínas como la albúmina sérica ; Tienden a concentrarse en el hígado y la sangre de los humanos antes de ser excretados por los riñones. El tiempo de permanencia en el cuerpo varía mucho según la especie, con vidas medias de días en roedores y años en humanos. ^{[ 290 ] [ 291 ] [ 294 ]} Las altas dosis 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. ^{[ 290 ] [ 291 ] [ 294 ]}