Flúor QUÍM.

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Química

Elemento gaseoso, primero de los halógenos (v.), de número atómico 9 y peso atómico 18,9984. De color amarillo verdoso pálido, olor penetrante y sumamente agresivo y tóxico. Resulta intolerable en la dilución de 50 ppm. Funde a -219,62° C y hierve a -188,14° C, estando constituido por moléculas diatómicas. Es relativamente abundante, pero son pocos los minerales que lo contienen en proporción elevada (criolita, 3NaF.AIF3; fluorita, CaF2; fluoapatito, CaF2-3Ca3(P04)2. Posee la electronegatividad máxima entre todos los elementos (4 en la escala de Pauling), una electroafinidad de 79,5 Kcal/átomo gramo y el potencial normal correspondiente al proceso

217- --> F2+2e

es

EO=+2,87 V.

Es, así, el agente oxidante más poderoso que se conoce y sólo puede obtenerse a partir de sus iones F- por electrólisis de disoluciones de KF en HF anhidro, método ideado por H. Moissan en 1885 y que se convirtió en proceso a escala industrial entre 1939 y 1945, tras vencer las dificultades planteadas por su gran reactividad. Aunque existen distintas variantes, se suelen utilizar electrólitos de composiciones próximas a KF.2HF y puntos de fusión de unos 70° C y cubas de materiales como el acero, el bronce o el metal Monel, que actúan como cátodos y quedan protegidas por formación de capas de fluoruros, y ánodos de carbón.

El f. reacciona con la mayoría de las sustancias inorgánicas y orgánicas y frecuentemente con gran violencia. Sólo deja de hacerlo directamente con el N2, el 02 y IOs gases inertes ligeros. Con los compuestos orgánicos C, HF y derivados del tipo de los fluorocarbonos, caracterizados por su inercia química. Con el agua da HF, 02, 03, OF2 y H202. Forma todos los óxidos comprendidos entre el OF2 y el 06172 (OXF2), pero no da origen a oxiácidos ni oxisales, en contraste con los demás halógenos. Su química queda dominada por la tendencia a la formación de fluoruros metálicos iónicos, o fluoruros covalentes con los elementos electronegativos, con enlaces simples muy fuertes (v. ENLACES QUÍMICOS). Así, la energía de enlace es de 117 Kcal/mol en el F-P, 129 en el F-Si o 135 en el F-H.

Destaca en la química del f. la debilidad relativa de su molécula (energía de disociación 37,7 Kcal/mol); la imposibilidad de ampliación de su octeto; la elevada energía reticular de los fluoruros iónicos y la tendencia a exaltar hasta índices de oxidación muy elevados a los elementos que se combinan con él, dando compuestos tales como el SF6 o el UF6 o complejos del tipo

AIF63-,BeF42-,NbF7 2-,TaF82-.

Algunos de los fluoruros superiores que se forman, como el AgF2, CoF3 o SF4 son agentes de fluoración que se utilizan cuando es necesario eludir la gran violencia de las reacciones directas con f. gaseoso.

El f. elemental no tiene gran importancia como producto industrial en cuanto al volumen de consumo. Sí la tiene en los programas de energía atómica (separación de isótopos del uranio, aislamiento del neptunio y plutonio de los combustibles nucleares) y los fluoruros de oxígeno han alcanzado interés como componentes de propergoles. También los fluorocarbonos (freones) son muy importantes por la variedad de sus aplicaciones.

J. BELTRÁN MARTÍNEZ.

BIBL.: J.H. SIMONS (ed.) Fluarine Cheminstry, Nueva York (serie de volúmenes publicados a partir de 1950): M STACEY Y OTROS (ed.) Advances in Flourine Chemistry, I. ss Londres 1960; H. J. EMELEUS y J. S. ANDERSON, Aspectos modernos de la Químinca inorgánica, Barcelona 1956; T. MOELLER, Químicas inorgánicas, Barcelona 1956; J. KLEINBERG Y OTROS, Química inorgánoca , Barcelona 1963.