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Flúor é um elemento químico, símbolo F,
de número atômico 9 (9 prótons e 9 elétrons) de massa
atómica 19 u, situado no grupo dos halogênios (grupo 17
ou 7A) da tabela periódica dos elementos.
Em sua forma biatômica (F2) e em CNTP, é um gás de
coloração amarelo-pálido. É o mais eletronegativo e
reativo de todos os elementos. Em sua forma ionizada
(F–) é extremamente perigoso, podendo ocasionar graves
queimaduras químicas se em contato com tecidos vivos.
Características principais
Em CNTP, o flúor é um gás corrosivo de coloração
amarelo-pálido, fortemente oxidante. É o elemento mais
eletronegativo e o mais reativo dos ametais e forma
compostos com praticamente todos os demais elementos,
incluindo os gases nobres xenônio e radônio. Inclusive
em ausência de luz e baixas temperaturas reage
explosivamente com o hidrogênio. Jatos de flúor no
estado gasoso atacam o vidro, metais, água e outras
substâncias, que reagem formando uma chama brilhante. O
flúor sempre se encontra combinado na natureza e tem
afinidade por muitos elementos, especialmente o silício,
não podendo ser guardado em recipientes de vidro.
Em solução aquosa de seus sais, o flúor apresenta-se
normalmente na forma de íons fluoretos, F–. Outras
formas são complexos de flúor como o [FeF4]–, ou o H2F+.
Os fluoretos são compostos nas quais os íons fluoretos
estão ligados a algum resto químico de carga positiva.
O flúor é um elemento químico essencial para o ser
humano. Apesar disso, nenhuma doença jamais foi ligada a
uma deficiência de fluoreto.
História
O flúor (do latim fluere = "fluir") formando parte do
mineral fluorita, CaF2, foi descrito em 1529 por
Georgius Agricola por seu uso como fundente, empregado
para reduzir os pontos de fusão de metais ou minerais.
Em 1670 Heinrich Schwanhard observou que era possível
gravar o vidro quando exposto a fluorita que havia sido
tratada com ácido. Posteriormente, Carl Wilhelm Scheele,
Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier e Louis
Thenard, realizaram experimentos com o ácido
fluorídrico. Alguns destes experimentos acabaram em
tragédia. O flúor foi descoberto em 1771 por Carl
Wilhelm Scheele; entretanto, devido à sua elevada
reatividade, não se conseguiu isolá-lo porque, quando
separado de algum composto, imediatamente reagia com
outras substâncias. Finalmente, em 1886, foi isolado
pelo químico francês Henri Moissan.
A primeira produção comercial do flúor foi para a bomba
atômica do Projeto Manhattan, para a obtenção do
hexafluoreto de urânio, UF6, usado para a separação de
isós de urânio.
Abundância e obtenção
O flúor é o halogênio mais abundante da crosta
terrestre, com uma concentração de 950 ppm. Na água do
mar se encontra numa proporção de aproximadamente 1,3
ppm. Os minerais mais importantes no qual está presente
são a fluorita, CaF2, a fluorapatita, Ca5(PO4)3F e a
criolita, Na3AlF6.
Obtém-se pela eletrólise de uma mistura de HF e KF. No
processo ocorre a oxidação dos fluoretos, no anodo:
2F- - 2e- → F2
No catodo descarrega-se o hidrogênio, sendo necessário
evitar que os dois gases obtidos entrem em contato para
que não haja o risco de explosão.
O flúor também é um subproduto efluente da produção do
alumínio.
Compostos
Utilizam-se numerosos compostos orgânicos nos quais
foram substituídos formalmente átomos de hidrogênio por
átomos de flúor. Existem distintas formas de obtê-los,
uma das mais importantes é através de reações de
substituição de outros halogênios:
CHCl3 + 2HF → CHClF2 + 2HCl
Os CFCs foram empregados numa ampla variedade de
aplicações, por exemplo, como refrigerantes,
propelentes, agentes espumantes, isolantes, etc., porém,
como contribuiam para a destruição da camada de ozônio
foram sendo substituídos por outros compostos químicos,
como os HCFs. Os HCFCs também são empregados como
substitutos dos CFCs, porém também destroem a camada de
ozônio a longo prazo.
O politetrafluoroetileno (PTFE) é um polímero denominado
teflon, de grande resistência química e baixo
coeficiente de atrito.
O ácido fluorídrico é uma solução aquosa de fluoreto de
hidrogênio. É um ácido fraco, porém muito mais perigoso
que ácidos fortes como o clorídrico. O ácido HF é
utilizado para gravar vidros e para retirar sílica
(areia) de aços especiais.
O hexafluoreto de urânio, UF6, é um gás a temperatura
ambiente que se emprega para a separação dos isós de
urânio.
O flúor forma compostos com outros halogênios
apresentando, nestes casos, estado de oxidação -1, por
exemplo, IF7, BrF5, BrF3, e ClF.
A criolita natural, Na3AlF6, é um mineral que contém
fluoretos. Se extraía na Groenlândia, porém atualmente
está praticamente esgotada. Felizmente, pode-se obtê-la
sinteticamente para ser empregada na obtenção de
alumínio por eletrólise.
Informações gerais
Nome, símbolo, número Flúor, F, 9
Série química halogénio
Grupo, período, bloco 17 (VIIA), 2, p
Densidade, dureza 1,696 kg/m3, não apresenta
Aparência amarelo-esverdeado
Número CAS
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atômica 18,9984032(5) u
Raio atómico (calculado) 50(42) pm
Raio covalente 71 pm
Raio de Van der Waals 147 pm
Configuração electrónica [He] 2s22p5
Elétrons (por nível de energia) 2, 7
Estado(s) de oxidação
Óxido
Estrutura cristalina cúbico
Propriedades físicas
Estado da matéria gasoso
Ponto de fusão 53,53 K
Ponto de ebulição 85,03 K
Entalpia de fusão 0,2552 kJ/mol
Entalpia de vaporização 3,2698 kJ/mol
Temperatura crítica K
Pressão crítica Pa
Volume molar 11,20 · 10-6 m3/mol
Pressão de vapor não definida
Velocidade do som m/s a 20 °C
Diversos
Eletronegatividade (Pauling) 3,98
Calor específico 824 J/(kg·K)
Condutividade elétrica não definida S/m
Condutividade térmica 0,0279 W/(m·K)
1º Potencial de ionização 1681 kJ/mol
2º Potencial de ionização 3374,2 kJ/mol
3º Potencial de ionização 6050,4 kJ/mol
4º Potencial de ionização 8407,7 kJ/mol
5º Potencial de ionização 11022,7 kJ/mol
6º Potencial de ionização 15164,1 kJ/mol
7º Potencial de ionização 17868 kJ/mol
8º Potencial de ionização 92038,1 kJ/mol
9º Potencial de ionização 106434,3 kJ/mol
10º Potencial de ionização {{{potencial_ionização10}}}
kJ/mol
Isós mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD
MeV
19F 100% estável
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.
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