Flúor (F) — elemento químico: propiedades, toxicidad y usos

Descubre el flúor (F): propiedades, toxicidad, riesgos y usos en salud e industria. Guía clara y segura sobre este halógeno imprescindible.

El flúor (símbolo F) es un elemento químico extremadamente reactivo y, en su forma elemental y en ciertos compuestos (como el ácido fluorhídrico), muy tóxico. Su número atómico (el número de protones que tiene) es 9 y su masa atómica estándar es aproximadamente 18,998 u. Pertenece al grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica y es el elemento más electronegativo de la tabla.

Propiedades físicas y químicas

• Estado: gas diatómico (F2) a temperatura ambiente; gas de color amarillo pálido.
• Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p5.
• Puntos de fusión y ebullición: muy bajos (p. ej. punto de fusión ≈ −219,6 °C y punto de ebullición ≈ −188,1 °C).
• Electronegatividad: la mayor de todos los elementos (Pauling ≈ 3,98), lo que explica su gran capacidad oxidante y su tendencia a formar iones F−.
• Reactividad: reacciona con casi todos los elementos, incluso con algunos materiales que se consideran inertes; puede originar reacciones vigorosas o explosivas al contacto con compuestos orgánicos o metales.

Principales compuestos

• Fluoruros (F−): iones presentes en minerales como la fluorita (CaF2) y la criolita. Muchos fluoruros son estables y ampliamente distribuidos en la naturaleza.
• Ácido fluorhídrico (HF): solución de fluoruro de hidrógeno en agua; altamente corrosivo, capaz de disolver vidrio (ataque a la sílice) y responsable de gran parte de la toxicidad asociada con el flúor en aplicaciones industriales.
• Compuestos industriales: gas inerte SF6 (aislante), clorofluorocarbonos (CFCs) y hidrofluorocarbonos (HFCs) usados como refrigerantes, y polímeros fluorados como el politetrafluoroetileno (PTFE, Teflón).
• Uranio hexafluoruro (UF6): importante en los procesos de enriquecimiento de uranio por su propiedad de volatizarse a temperaturas relativamente bajas.

Obtención y presencia natural

• En la naturaleza se encuentra principalmente como fluoruros en minerales (fluorita, criolita). El flúor elemental no existe libre en la corteza terrestre debido a su alta reactividad.
• La obtención industrial de F2 se realiza por electrólisis de mezclas que contienen fluoruro, como fundidos de fluoruros y fluorosilicatos, usando electrodos y materiales resistentes a la corrosión del flúor.

Usos principales

• Salud dental: compuestos fluorados en pastas dentales y, en algunos países, la fluoración del agua en concentraciones controladas para prevenir la caries dental.
• Industria química y farmacéutica: síntesis de compuestos fluorados, que alteran propiedades físicas y químicas (mayor estabilidad térmica, resistencia química).
• Materiales: producción de polímeros fluorados (p. ej. PTFE) con aplicaciones en revestimientos antiadherentes, sellos y aislamiento.
• Refrigeración y energía: refrigerantes fluorados (HFCs, HCFCs —con implicaciones medioambientales—) y uso de UF6 en la industria nuclear.
• Electrónica: grabado y limpieza con HF para vidrio y semiconductores; fabricación de compuestos especializados para microelectrónica.

Toxicidad y seguridad

• Flúor elemental (F2): gas muy corrosivo y extremadamente reactivo; la inhalación causa daño severo en las vías respiratorias y edema pulmonar.
• Ácido fluorhídrico (HF): aunque es un ácido relativamente débil en términos de disociación, penetra tejidos profundamente y puede provocar daño tisular intenso y alteraciones metabólicas graves (hipocalcemia, arritmias). La exposición cutánea requiere lavado abundante con agua y la aplicación urgente de gluconato de calcio tópico o inyección intravenosa según indicación médica.
• Fluoruros inorgánicos: en dosis altas pueden causar toxicidad sistémica y, crónicamente, provocar fluorosis dental y esquelética (deposición de fluoruro en hueso y dientes), con efectos variables según la duración y la dosis.
• Medidas de seguridad: manipular en campana con extracción adecuada, usar protección respiratoria y equipos resistentes a la corrosión; almacenar en recipientes compatibles y con sistemas de detección de fugas. En ambientes industriales, disponer de protocolos de emergencia y atención médica inmediata para exposiciones por inhalación o contacto.

Impacto ambiental y salud pública

• Algunos compuestos fluorados persistentes (p. ej. ciertos PFAS) se acumulan en el ambiente y en organismos, planteando riesgos para la salud y la biota; por ello existen regulaciones crecientes sobre su uso y liberación.
• La fluoración del agua a concentraciones controladas es considerada una medida preventiva contra la caries por muchas organizaciones sanitarias, pero la administración indebida o concentraciones excesivas pueden causar fluorosis. Las recomendaciones de concentración varían entre jurisdicciones (valores de referencia suelen estar en el orden de fracciones de mg/L).

Isótopos y aplicaciones médicas

• 19F: isótopo estable, presente en todos los compuestos naturales de flúor.
• 18F: radioisótopo con vida media breve (≈110 minutos) ampliamente usado en medicina nuclear, sobre todo en tomografía por emisión de positrones (PET) para la obtención de imágenes metabólicas (p. ej. 18F-FDG).

Resumen y recomendaciones

El flúor es un elemento con propiedades químicas singulares: alta electronegatividad y reactividad, que lo hacen valioso en numerosas aplicaciones industriales, médicas y comerciales. Sin embargo, su forma elemental y ciertos compuestos (especialmente HF y algunos fluoruros) son peligrosos para la salud y el medio ambiente. Es fundamental respetar las normas de manejo seguro, contar con planes de emergencia para exposiciones y promover alternativas y control sobre compuestos fluorados persistentes.

Ocurrencia

El flúor no se encuentra como elemento en la tierra; es demasiado reactivo. Sin embargo, se encuentran varios fluoruros en la tierra. Cuando el fosfato de calcio reacciona con el ácido sulfúrico para producir ácido fosfórico, se produce algo de ácido fluorhídrico. Asimismo, la fluorita puede reaccionar con el ácido sulfúrico para producir ácido fluorhídrico. La fluorita se encuentra de forma natural en la corteza terrestre en rocas, carbón y arcilla.

 
Cristales de fluorita, el "mineral" del flúor  

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