Flúor

Flúor
9 F
- ↑ F ↓ Cl Tabla periódica oxígeno ← flúor → neón
Apariencia
gas: amarillo muy pálido líquido: amarillo brillante sólido: transparente (beta), opaco (alfa) Flúor líquido a temperaturas criogénicas
Propiedades generales
Nombre, símbolo, número	flúor, F, 9
Pronunciación	/ F l ʊər yo n /, / F l ʊər ɪ n /, / F l ɔər yo n /
Categoría Elemento	halógeno
Grupo, período, bloque	17 (halógenos) , 2, p
Peso atómico estándar	18.9984032 (5)
Configuración electrónica	[Él] 2s 2 2p 5 2, 7
Historia
Descubrimiento	André-Marie Ampère (1810)
Primer aislamiento	Henri Moissan (26 de junio 1886)
Nombrado por	Humphry Davy
Propiedades físicas
Fase	gas
Densidad	(0 ° C, 101,325 kPa) 1,696 g / L
Líquido densidad en pb	1,505 g · cm -3
Punto de fusion	53.53 K , -219.62 ° C, -363.32 ° F
Punto de ebullicion	85.03 K, -188.12 ° C, -306.62 ° F
Punto crítico	144,4 K, 5.215 MPa
El calor de vaporización	6.51 kJ · mol -1
Capacidad calorífica molar	(C p) (21,1 ° C) 825 J · mol -1 · K -1 (C v) (21.1 ° C) 610 J · mol -1 · K -1
Presión del vapor
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k en T (K) 38 44 50 58 69 85
Propiedades atómicas
Estados de oxidación	-1 (Oxida oxígeno)
Electronegatividad	3,98 (escala de Pauling)
Energías de ionización ( más)	Primero: 1.681 kJ · mol -1
	Segundo: 3374 kJ · mol -1
	Tercero: 6147 kJ · mol -1
Radio covalente	64 pm
Van der Waals radio	135 pm
Miscelánea
Estructura cristalina	cúbico la estructura se refiere a flúor sólido, justo debajo del punto de fusión, 1 atm
Ordenamiento magnético	diamagnético
Conductividad térmica	0.02591 W · m -1 · K -1
Número de registro del CAS	7782-41-4
La mayoría de los isótopos estables
Artículo principal: Los isótopos de flúor
iso N / A media vida DM DE ( MeV) DP 18 F rastro 109,77 min β + (96,9%) 0,634 18 O ε (3,1%) 1,656 18 O 19 F 100% 19 F es estable con 10 neutrones referencia

Flúor (símbolo F) es el elemento químico con número atómico 9. Es el más ligero halógeno . En presión y temperatura estándar, el flúor es un gas de color amarillo pálido compuesta de moléculas diatómicas, F _2. El flúor es el más elemento electronegativo y es extremadamente reactivo, lo que requiere un gran cuidado en la manipulación. Tiene una sola estable isótopo , flúor-19.

En las estrellas, flúor es raro en comparación con otros elementos ligeros. En la corteza terrestre, el flúor es el elemento más abundante XIII. Mineral más importante de flúor, fluorita, se describió por primera vez oficialmente en 1530, en el contexto de fundición. El nombre del mineral se deriva del verbo latino fluo, que significa "flujo", porque fluorita esta en minerales metálicos a bajar sus puntos de fusión. Sugerido como un elemento químico en 1811, flúor fue nombrado después de que el mineral fuente, pero se resistió a muchos intentos de aislar el elemento. En 1886, el químico francés Henri Moissan lo consiguió. Su método de electrólisis sigue siendo el método de producción industrial de gas flúor. El uso principal de flúor elemental, el enriquecimiento de uranio, fue desarrollado durante el Proyecto Manhattan.

Debido a la dificultad en la fabricación de flúor elemental, la mayor parte de flúor utilizado en el comercio nunca se convierte en libre de flúor. En lugar de ello, ácido fluorhídrico es la clave intermedio para los $ 16 mil millones al año la industria químico fluorado global. La fluoruros de metales cargados bajos son compuestos iónicos (sales); las de los metales cargados altos son volátiles compuestos moleculares . Los mayores usos de fluoruros inorgánicos son la fabricación de acero y refinación de aluminio.

Compuestos de flúor orgánicos tienden a tener alta estabilidad química y térmica. El uso comercial más grande está en gases refrigerantes (los muchos tipos de "freones"). Aunque tradicional clorofluorocarbonos son ampliamente prohibidos, los gases de reemplazo todavía contienen flúor. Politetrafluoroetileno (Teflon) es el más importante fluoropolímero y se utiliza en el aislamiento eléctrico, piezas resistentes a productos químicos, techos de estadios, y utensilios de cocina. Una fracción cada vez mayor de productos farmacéuticos modernos contienen flúor; Lipitor y Prozac son ejemplos destacados. Mientras que algunas plantas y bacterias sintetizan venenos organofluorados, flúor no tiene ningún papel metabólico en los mamíferos. El ion fluoruro, cuando se aplica directamente a los dientes, reduce la caries y por esta razón se utiliza en pasta de dientes y municipal la fluoración del agua.

Características

Propiedades físicas

Formas de flúor moléculas diatómicas en estado gaseoso a temperatura ambiente. La densidad es de aproximadamente 1,3 veces la del aire. Aunque a veces citado como amarillo-verde, gas flúor es en realidad un amarillo muy pálido. Su color sólo se puede observar en gas flúor concentrado cuando mirando hacia abajo el eje de tubos largos. Parece transparente cuando se observa desde el lado en tubos de vidrio normales o si se le permite escapar a la atmósfera. El elemento tiene un "picante" olor característico que es notable en concentraciones tan bajas como 20 ppb.

El flúor se condensa en un líquido de color amarillo brillante a -188 ° C (-307 ° F), cerca de las temperaturas de condensación de oxígeno y nitrógeno. El flúor se solidifica a -220 ° C (-363 ° F) en una estructura cúbica, llamado beta-flúor. Esta fase es transparente y suave, con el trastorno significativo de las moléculas. En -228 ° C (-378 ° F) flúor se somete a un sólido-sólido transición de fase en una estructura monoclínica llamada alfa-flúor. Esta fase es opaco y duro con capas apretadas de moléculas. El cambio de fase de estado sólido requiere más energía que la transición del punto de fusión y puede ser violento, rompiendo las muestras y que desaparezcan las ventanas portamuestras. En general, de estado sólido de flúor es más similar al oxígeno de que a los otros halógenos.

Fases de flúor de baja temperatura	Estructura cristalina alfa-flúor

Estructura atomica

Un átomo de flúor tiene nueve protones y nueve electrones , uno menos que el neón , dispuestos en el configuración electrónica [Él] 2s ² 2p ^5. Electrones exteriores de flúor son relativamente separados uno de otro, y por lo tanto no protegen entre sí desde el núcleo. Por lo tanto, experimentan un alto carga nuclear efectiva. El flúor tiene una relativamente pequeña radio covalente, un poco menos de 60 picómetros, que es inferior a su vecinos, oxígeno y neón.

Estructura del átomo de flúor

El flúor es reacio a ionizar y en su lugar tiene un atractivo para un electrón más para lograr el acuerdo de neón como extremadamente estable. Flúor de primero energía de ionización (energía requerida para quitar un electrón para formar F ⁺⁾ es 1681 kilojulios por mol, que es superior a la de cualquier otro elemento, excepto neón y helio. Flúor de afinidad electrónica (energía liberada por la adición de un electrón para formar F ^-) es de 328 kilojulios por mol, que es mayor que la de cualquier otro elemento, excepto cloro.

Estructura molecular

Orbitales moleculares de la molécula de flúor: todos los electrones están apareados.

Aunque un átomo de flúor individuo tiene un electrón no apareado, en flúor molecular se emparejado todos los electrones. Debido a esto, flúor elemental es diamagnéticos (ligeramente repelidos por los imanes). En contraste, las moléculas de oxígeno elemento vecino, con dos electrones desapareados por molécula, son paramagnético (atraídos por los imanes). El valor medido de de flúor susceptibilidad magnética es -9,6 × 10 ^-6 (CGS), que está cerca de las predicciones teóricas. El resultado experimental no se llevó a cabo hasta 1999 debido a las dificultades en el manejo de gas de flúor, así como la necesidad de purificar especialmente el flúor de cualquier rastro de oxígeno paramagnético.

El vínculo flúor flúor de la molécula difluorine es relativamente débil en comparación con el vínculo de los otros halógenos. La energía de enlace es significativamente más débil que las de dicloro o dibromuro moléculas y similares a los bonos de oxígeno-oxígeno fácilmente escindidos de peróxidos o bonos de nitrógeno-nitrógeno de hidrazinas. El radio covalente de flúor en moléculas difluorine, alrededor de 71 picómetros, es significativamente mayor que en otros compuestos, debido a la unión débil entre átomos de flúor. Esto sucede porque el electrón y repulsiones internuclear son relativamente grandes, y el solapamiento orbital de unión se redujo debido al pequeño tamaño de los átomos.

2p electrones de flúor son puramente 2p, y la molécula difluorine tiene exactamente un enlace (un orden de enlace de exactamente 1). En contraste, los niveles de electrones p Los halógenos más pesados 'se hibridan en parte con los de los electrones d. Esto hace que se comporten en parte como electrones d, y este personaje d parcial permite mostrar la vinculación parcial entre electrones d. Por lo tanto, los halógenos más pesados tienen una orden de enlace con eficacia mayor que 1; por ejemplo, el cloro tiene un orden de enlace de 1,12. Electrones de flúor no pueden mostrar este carácter d porque no hay electrones d cercanos en energía para 2p del flúor.

Reactividad química

La química del flúor está dominada por su tendencia a aumentar de un electrón. Es el más elemento electronegativo y un oxidante fuerte. La eliminación de un electrón de un átomo de flúor requiere tanta energía que no oxidante conocido puede oxidar flúor a cualquier positivo estado de oxidación .

Reacciones con flúor son a menudo repentina o explosivo. Muchas sustancias generalmente no reactivos tales como el acero en polvo, fragmentos de vidrio y fibras de amianto se consumen fácilmente por flúor gaseoso frío. Madera e incluso el agua arden con llamas cuando se somete a un chorro de flúor, sin la necesidad de una chispa.

Vídeo externa

El gas frío que incide sobre varias sustancias causa brillantes llamas: Vídeo por la Universidad de Nottingham. Material extra. El flúor reacciona con cesio, video por la Royal Institution. (Ambos videos filmados en un laboratorio de flúor de la Universidad de Leicester.)

Forma compuestos de flúor, fluoruros, con todos los elementos excepto neón y helio . Todos los elementos hasta einsteinium , elemento 99, se han comprobado a excepción de astato y francio . El flúor también se conoce para formar compuestos con rutherfordium , elemento 104, y seaborgium , elemento 106. Varios elementos radiactivos pesados no han sido fluorada debido a su extrema rareza, pero tales reacciones son teóricamente posible.

Todos los metales reaccionan con flúor, pero las condiciones varían con el metal. A menudo, el metal debe ser en polvo debido a que muchos metales pasivar (formar capas protectoras del fluoruro de metal que resisten más fluoración). Los metales alcalinos reaccionan con flúor con una explosión (pequeña explosión), mientras que los metales de tierras alcalinas reaccionan a temperatura ambiente, así, pero no tan agresivamente. La metales nobles rutenio, rodio, paladio, platino, y oro reaccionan menos fácilmente, requiriendo flúor gaseoso puro a 300-450 ° C (575-850 ° F).

El flúor reacciona explosivamente con hidrógeno de una manera similar a la de los metales alcalinos. Los halógenos reaccionan fácilmente con el gas flúor al igual que el gas noble pesado radón . Los gases nobles más ligeros xenón y criptón se pueden hacer reaccionar con flúor bajo condiciones especiales y argón se combinará con fluoruro de hidrógeno. El nitrógeno, con su muy estable triples enlaces, requiere descarga eléctrica y las altas temperaturas de combinar directamente con flúor.

Isótopos

El flúor se produce naturalmente en la Tierra exclusivamente en la forma de su único estable isótopo , flúor-19, lo cual hace que el elemento monoisotópico y mononuclidic. Diecisiete radioisótopos han sido sintetizados: números de masa 14-18 y 20-31. Flúor-18 es el radioisótopo más estable de flúor, con una vida media de 109,77 minutos. También es el más ligero nucleido inestable con igualdad de número impar de protones y neutrones .

Los isótopos de flúor más ligeros, los que tienen números de masa de 14 a 16, a través de la descomposición captura de electrones. ¹⁷ F y ¹⁸ F se someten decaimiento más beta (emisión de positrones). Todos los isótopos más pesados que el flúor-19 estable se desintegran por modo de menos beta (emisión de electrones). Algunos de ellos también se desintegran por emisión de neutrones.

Sólo uno isómero nuclear (estado nuclear excitado vivido largo), flúor-18m, se ha caracterizado. Su vida media antes emisión de rayos gamma es 160 nanosegundos. Esto es menos que la vida media de descomposición de cualquiera de los radioisótopos de flúor estados fundamentales nuclear excepto los números 14-16, 28, y 31.

Origen y presencia

En el universo

Desde la perspectiva de la cosmología, el flúor es relativamente poco frecuente, con 400 ppb en el universo. Dentro de estrellas, cualquier flúor que es creado se elimina rápidamente a través de la fusión nuclear: o bien con hidrógeno para formar oxígeno y helio, o con helio para hacer neón e hidrógeno. La presencia de flúor en absoluto fuera de la existencia temporal de estrellas-es algo de un misterio debido a la necesidad de escapar de estas reacciones flúor destruir.

Existen tres soluciones teóricas al misterio. En tipo II supernovas, los átomos de neón son golpeados por neutrinos durante la explosión y se convirtieron al flúor. En Estrellas Wolf-Rayet (estrellas azules sobre 40 veces más pesada que el Sol), un fuerte viento solar sopla el flúor de la estrella antes de hidrógeno o helio puede destruirlo. En rama gigante asintótica (un tipo de gigante roja) estrellas, las reacciones de fusión se producen en pulsos y convección levanta flúor de la estrella interior. Sólo la hipótesis de gigante roja se evidencia de apoyo de las observaciones.

En el espacio, flúor combina comúnmente con hidrógeno para formar fluoruro de hidrógeno. (Este compuesto se ha sugerido como un proxy para permitir el seguimiento de los depósitos de hidrógeno en el universo.) Además de HF, flúor monoatómico se ha observado en el medio interestelar. Flúor cationes se han visto en las nebulosas planetarias y en las estrellas, incluyendo nuestro Sol

En La Tierra

El flúor es el elemento más común decimotercero en la corteza terrestre, que comprende entre 600 y 700 ppm de la corteza en masa. Debido a su reactividad, que, esencialmente, sólo se encuentra en los compuestos. Tres minerales existir que son fuentes de interés industrial: fluorita, fluorapatita, y criolita.

• Fluorita _(CaF2), también llamada espato flúor o Blue John, es la principal fuente de flúor comercial. La fluorita es un mineral de colores asociado a los yacimientos hidrotermales. Es común y se encuentra en todo el mundo. China suministra más de la mitad de la demanda mundial; México es el segundo mayor productor. Los Estados Unidos producen más de fluorita del mundo en el siglo 20, pero la última mina, en Illinois, cerró en 1995.
• Fluorapatito (Ca ₅ (PO _{4) 3} F) se extrae junto con otros apatitas para su contenido de fosfato y se utiliza sobre todo para la producción de fertilizantes. La mayoría de flúor de la Tierra está obligado en este mineral, pero debido a que el porcentaje en el mineral es baja (3,5%), el flúor se desecha como residuo. Sólo en Estados Unidos hay una recuperación significativa. Allí, el hexafluorosilicatos producidos como subproductos se utilizan para suministrar la fluoración del agua municipal.
• La criolita (Na ₃ AlF ₆₎ es el menos abundante de los tres, pero es una fuente concentrada de flúor. Antes fue utilizado directamente en la producción de aluminio. Sin embargo, la principal mina comercial, en la costa oeste de Groenlandia, se cerró en 1987.

Los principales minerales que contienen flúor
Fluorita	Fluorapatito	Criolita

Varios otros minerales, como la piedra preciosa topacio, contiene fluoruro. El flúor no es significativo en agua de mar o salmuera, a diferencia de la otra haluros, porque los fluoruros alcalinotérreos precipitan fuera del agua.

Organofluorines se han observado en las erupciones volcánicas y en manantiales geotérmicos. Su origen último se dice que variar de formación física en condiciones geológicas rubricar la producción biológica y la deposición de sedimentos. Sin embargo, todavía se está estudiando la procedencia, como es la distribución organofluorine natural. Ellos no se encuentran en quantites grandes (comparar también el número de organofluorines naturales conocidos, 30, a la de los organoclorados, 2150), por lo que no son comercialmente importante fuente de flúor.

La posibilidad de que pequeñas cantidades de flúor gaseoso dentro de cristales se ha debatido durante muchos años. Una forma de fluorita, antozonite, tiene un olor sugestivo de flúor cuando se aplastan. El mineral también tiene un color negro oscuro, tal vez de calcio libre (no unida a fluoruro). En 2012, un estudio informó de la detección de cantidades traza (0,04% en peso) de flúor diatómico en antozonite. Se sugirió que la radiación de pequeñas cantidades de uranio dentro de los cristales habían causado el flúor defectos.

Historia

Ilustración Fundición de Agricola de De re metallica, donde fluorita fue descrita por primera vez

La palabra "flúor" deriva de la raíz latina del mineral principal fuente, fluorita, que fue mencionado por primera vez en 1529 por Georgius Agricola, que lo describió como un de flujo de un aditivo que ayuda a los minerales y escorias de fusión durante la fundición. Piedras de fluorita fueron llamados Flüsse schone en el alemán de la época. Agricola, escribiendo en latín, sino que describe la industria del siglo 16, inventó varios cientos de nuevos términos en latín. Para las piedras Flüsse schone, utilizó los FLUORESCENTE sustantivo latino, "flujos", porque habían hecho minerales metálicos fluyen cuando en un incendio. Después Agricola, el nombre del mineral evolucionó a fluorita (todavía se utiliza comúnmente) y luego a la fluorita.

Algunas fuentes afirman que la primera producción de ácido fluorhídrico era por Heinrich Schwanhard, un cortador de vidrio alemán, en 1670. Un estudio de revisión inter pares de los escritos de Schwanhard, sin embargo, no mostró ninguna mención específica de discusión fluorita y sólo de un ácido muy fuerte. Es la hipótesis de que se trataba probablemente de ácido nítrico o agua regia, ambos capaces de grabado de vidrio suave. Andreas Segismundo Marggraf hizo la primera preparación grabado de ácido fluorhídrico en 1764 cuando se calienta de fluorita con ácido sulfúrico en el vidrio, que fue corroído en gran medida por el producto. En 1771, el químico sueco Carl Wilhelm Scheele repitió esta reacción. Scheele reconoció el producto de la reacción como un ácido, que él llamó "fluss-polainas-Syran" (fluor-espato-ácido); en Inglés, que era conocido como "ácido fluorhídrico". En 1810, el físico francés André-Marie Ampère sugirió que el ácido era un compuesto de hidrógeno con un elemento desconocido, análogo al cloro. Fluorita se muestra a continuación, que se compone en su mayoría de fluoruro de calcio.

Sir Humphry Davy sugirió originalmente el nombre de flúor, tomando la raíz del nombre de "ácido fluorhídrico" y el sufijo ine, de manera similar a otros halógenos. Este nombre, con modificaciones, llegó a la mayoría de los idiomas europeos. (Griego, ruso y otros idiomas usan el nombre ftor o derivados, que fue sugerida por Ampère y viene del griego (φθόριος phthorios), que significa "destructor".) El nombre de Nueva América (fluorum) dio el elemento de su símbolo actual , F, aunque el símbolo Fl se ve en los primeros trabajos. El símbolo Fl ahora se utiliza para la elemento súper pesado flerovium .

Debido a su extrema reactividad, flúor elemental no fue aislado hasta muchos años después de la caracterización de la fluorita. El progreso en el aislamiento de flúor elemental fue lento debido a que su electrolítica preparación fue difícil de realizar y porque el gas reacciona con la mayoría de los materiales. La generación de flúor elemental demostró ser excepcionalmente peligrosa, matando o cegadora varios experimentadores tempranos. Jean Dussaud refirió a estos hombres como "mártires de flúor", un término todavía se utiliza.

Edmond Frémy pensaba que el paso de corriente eléctrica a través de ácido fluorhídrico pura podría funcionar. Anteriormente, fluoruro de hidrógeno sólo estaba disponible en una solución de agua. Por lo tanto, Frémy ideó un método para producir fluoruro de hidrógeno seco por acidificación bifluoruro de potasio (KHF _2). Desafortunadamente, el fluoruro de hidrógeno puro no pasó una corriente eléctrica.

Henri Moissan, flúor descubrir

Químico francés Henri Moissan, anteriormente uno de los estudiantes de Fremy, continuó la búsqueda. Después de probar muchos enfoques diferentes, construyó en el intento anterior de Frémy combinando bifluoruro de potasio y fluoruro de hidrógeno. La solución resultante llevó a cabo la electricidad. Moissan también construyó equipo especialmente resistente a la corrosión: recipientes hechos de una mezcla de platino y el iridio (químicamente más resistente que el platino puro) con tapones de fluorita. Después de 74 años de esfuerzo de muchos químicos, el 26 de junio de 1886, Moissan informó el aislamiento de flúor elemental. El informe de Moissan de la Academia Francesa de hacer flúor mostró su agradecimiento por la hazaña:

Uno puede de hecho hacer varias hipótesis sobre la naturaleza del gas liberado; el más simple sería que estamos en presencia de flúor

Moissan ideó más tarde un aparato menos costoso para la toma de flúor: Equipo de cobre recubierto con fluoruro de cobre. En 1906, dos meses antes de su muerte, Moissan recibió el Premio Nobel de Química por su aislamiento de flúor, así como la invención de la horno de arco eléctrico.

Durante los años 1930 y 1940, los Empresa DuPont comercializa compuestos orgánicos de flúor a grandes escalas. Después de los ensayos de los clorofluorocarbonos como refrigerantes por investigadores General Motors, DuPont desarrolló la producción a gran escala de Freón-12. DuPont y GM formaron una empresa conjunta en 1930 para comercializar el nuevo producto; en 1949 DuPont hizo cargo del negocio. Freón resultó ser un éxito mercado, rápidamente reemplazando antes, más tóxico, refrigerantes y el crecimiento del mercado global de los frigoríficos de la cocina.

En 1938, el politetrafluoroetileno (teflón) fue descubierto por accidente por un PhD DuPont recientemente contratado, Roy J. Plunkett. Mientras trabajaba con un cilindro de tetrafluoroetileno, no fue capaz de liberar el gas, aunque el peso no había cambiado. Raspando el recipiente, se encontró con escamas blancas de un polímero nuevo en el mundo. Las pruebas mostraron que la sustancia era resistente a la corrosión de la mayoría de sustancias y tenía mejor estabilidad a alta temperatura que cualquier otro plástico. A principios de 1941, un programa de choque estaba haciendo cantidades comerciales.

Del Proyecto Manhattan K-25 planta de difusión gaseosa en Oak Ridge, Tennessee

Producciones a gran escala de flúor elemental comenzaron durante la Segunda Guerra Mundial. Alemania utiliza la electrólisis de alta temperatura para producir toneladas de trifluoruro de cloro, un compuesto previsto para ser utilizado como un incendiario. La Proyecto Manhattan en los Estados Unidos produce aún más flúor para su uso en separación de uranio. Gaseoso hexafluoruro de uranio se utiliza para separar de uranio-235, un importante nuclear explosivo, desde el más pesado de uranio-238 en centrifugadoras y plantas de difusión. Debido a que el hexafluoruro de uranio libera pequeñas cantidades de flúor corrosivo, las plantas de separación fueron construidas con materiales especiales. Todos los tubos se recubrieron con níquel; articulaciones y partes flexibles se fabrican a partir de teflón.

En 1958, un gerente de investigación de DuPont en el negocio de teflón, Bill Gore, dejó la compañía debido a su unwillingess desarrollar teflón como aislamiento de cables de recubrimiento. El hijo de Gore Robert encontró un método para resolver el problema de alambre de recubrimiento y la empresa WL Gore y Asociados nació. En 1969, Robert Gore desarrolló una membrana de PTFE expandido que condujo a la gran Negocio de Gore-tex en ropa impermeable transpirable. La compañía ha desarrollado muchos otros usos de PTFE.

En los años 1970 y 1980, las preocupaciones desarrollaron sobre el papel clorofluorocarbonos juegan en dañar la capa de ozono. Para 1996, casi todas las naciones habían prohibido refrigerantes clorofluorocarbonos y la producción comercial cesado. Flúor siguió desempeñando un papel en la refrigeración sin embargo: hidroclorofluorocarbonos (HCFC) y hidrofluorocarbonos (HFC) se han desarrollado como refrigerantes de reemplazo.

Industria y aplicaciones

El mercado mundial de productos químicos fluorados era alrededor de $ 16 mil millones por año a partir de 2006. Históricamente, la industria ha crecido un pequeño tanto por ciento por año y se prevé hacerlo en el futuro. Aunque la demanda fluoroquímica contrajo durante el 2008-2009 recesión global, la industria se prevé llegar a 2,6 millones de toneladas por año en 2015.

El mayor mercado es Estados Unidos. Europa Occidental es la segunda más grande. Asia Pacífico es la región de mayor crecimiento de la producción. En particular, China ha experimentado un importante crecimiento como mercado fluoroquímica y se está convirtiendo en un productor de ellos también.

Minería Fluorita (la principal fuente de flúor) se estimó en 2003 a ser una industria de $ 550 millones, la extracción de 4,5 millones de toneladas por año. La mayoría de los minerales deben ser procesadas para concentrar la fluorita de otros minerales por varios métodos de separación por flotación. Sin embargo, sólo alrededor del 1% de la fluorita se extrae nunca se convirtió al flúor elemental.

Cadena de suministro de la industria del flúor: fuentes principales, intermedios y aplicaciones. Haga clic en los enlaces a los artículos relacionados.

Fluoruros inorgánicos

Fluorita extraído se separa en dos grados principales, con aproximadamente igual producción de cada Acidspar es al menos 97% CaF _2;. Metspar es la pureza mucho menor, 60-85%. (Se realiza también una pequeña cantidad de la sustancia intermedia, de cerámica, de grado.)

Metspar se utiliza casi exclusivamente para la fundición de hierro. Acidspar es principalmente convierte en ácido fluorhídrico (por reacción con ácido sulfúrico). El HF resultante se utiliza sobre todo para producir organofluoruros y criolita sintética.

Acerca de 3 kg (6,5 libras) de fluorita de grado metspar, añadidos directamente al lote, se utilizan por cada tonelada de acero fabricado. Los iones de fluoruro de _CaF2 menor temperatura de la masa fundida y viscosidad (hacer el runnier líquido). El contenido de calcio tiene un beneficio tangencial en la eliminación de azufre y fósforo, pero otros aditivos tales como cal siguen siendo necesarias. Metspar se utiliza de manera similar en la producción de hierro fundido y de otras aleaciones que contienen hierro.

Fluorita de grado acidspar se utiliza directamente como un aditivo a la cerámica y esmaltes, fibras de vidrio y el vidrio empañado, y el cemento, así como en el revestimiento exterior de las barras de soldadura. Acidspar se utiliza principalmente para la fabricación de ácido fluorhídrico, que es una químico intermedio para la mayoría de los compuestos que contienen flúor. Usos directos significativos de HF incluyen decapado (limpieza) de acero, craqueo de alcanos en la industria petroquímica, y el grabado de vidrio.

Se requiere criolita (un fluoruro) para disolver óxido de alumnium: Aluminio proceso de fundición.

Un tercio de HF (sexto de flúor extraído) se utiliza para hacer criolita sintética ( hexafluoroaluminato de sodio) y trifluoruro de aluminio. Estos compuestos se usan en la electrólisis de aluminio. Se necesitan alrededor de 23 kg (51 libras) por cada tonelada de aluminio. Estos compuestos se utilizan también como un flujo de vidrio.

Fluorosilicatos son los próximos fluoruros inorgánicos más significativos formados a partir de HF. El más común, el de sodio, se utiliza para la fluoración del agua, como un intermedio para la criolita sintética y tetrafluoruro de silicio, y para el tratamiento de efluentes en lavanderías.

MgF ₂ y, en menor medida, otros Difluoruros alcalinotérreos son materiales ópticos especiales. Difluoruro de magnesio se utiliza ampliamente como una revestimiento antirreflectante para gafas y equipos ópticos. El compuesto es también un componente en las construcciones de nueva ideados ( metamateriales de índice negativos) que son objeto de la investigación "invisibilidad". Las estructuras en capas puede curvar la luz alrededor de los objetos.

Otros fluoruros inorgánicos hechas en grandes cantidades incluyen difluoruro de cobalto (para la síntesis organofluorine), níquel difluoruro (electrónica), fluoruro de litio (un flujo), fluoruro de sodio (la fluoración del agua), fluoruro de potasio (flujo), y fluoruro de amonio (varios). Sodio y potasio bifluoruros son significativos para la industria química.

Los fluorocarbonos

Haciendo fluoruros orgánicos es el principal uso de ácido fluorhídrico, consumiendo más del 40% de la misma (más del 20% de toda la fluorita minada). Dentro de organofluoruros, gases refrigerantes siguen siendo el segmento dominante, consumiendo aproximadamente el 80% de HF. A pesar de que los clorofluorocarbonos son ampliamente prohibidos, los refrigerantes de sustitución son a menudo otras moléculas fluorados. Fluoropolímeros están a menos de un cuarto del tamaño de gases refrigerantes en términos de uso de flúor, pero están creciendo más rápido. Fluorados son un pequeño segmento de la masa pero son significativos económicamente debido a los precios muy altos.

Los gases refrigerantes

Tradicionalmente, los clorofluorocarbonos (CFC) fueron los predominantes químico orgánico fluorado. CFC se identifican por un sistema de numeración que explica la cantidad de flúor, cloro, carbono e hidrógeno en las moléculas. El término freón se ha utilizado coloquialmente para los CFC y moléculas halogenados similares, aunque estrictamente hablando, esto es sólo un nombre de marca DuPont, y existen muchos otros productores. Terminología neutral Marca es utilizar "R" como prefijo. CFC prominentes incluyeron R-11 ( triclorofluorometano), R-12 ( diclorodifluorometano), y R-114 ( 1,2-diclorotetrafluoroetano).

Un sistema de extinción de incendios de halones en sala de máquinas de un barco

La producción de CFC creció con fuerza a través de la década de 1980, principalmente para la refrigeración y el aire acondicionado, pero también para propelentes y solventes. Dado que el uso final de estos materiales está prohibido en la mayoría de los países, esta industria se ha reducido drásticamente. A principios del siglo 21, la producción de CFC fue de menos de 10% del pico de mediados de 1980, con el resto de uso principalmente como un intermedio para otros productos químicos. La prohibición de CFC inicialmente deprimido la demanda global de producción de fluorita pero 21o siglo de la fuente mineral se ha recuperado a los niveles de 1980.

Los hidroclorofluorocarbonos (HCFC) y los hidrofluorocarbonos (HFC) sirven ahora como sustitutos de los refrigerantes CFC; pocos fueron fabricados comercialmente antes de 1990. En la actualidad más del 90% de flúor utilizado para orgánicos entra en estas dos clases (en cantidades aproximadamente iguales). HCFC prominentes incluyen R-22 ( clorodifluorometano) y R-141b ( 1,1-dicloro-1-fluoroetano). El HFC principal es el R-134a ( 1,1,1,2-tetrafluoroetano).

Un bromofluoroalkane "Halon" ( bromotrifluorometano) está siendo ampliamente utilizado en los buques y aeronaves sistemas de extinción de incendios gaseosos. Debido a que la producción de Halon está prohibida desde 1994, los sistemas dependen de las tiendas anteriores a la prohibición y el reciclaje.

Fluoropolímeros

Los fluoropolímeros son menos de 0.1% de todos los polímeros producidos en términos de peso. Ellos son más caros y tienen tasas de crecimiento más altas que el promedio polímeros. A partir de aproximadamente 2006-2007, las estimaciones de la producción mundial de fluoropolímero variaban de más de 100.000 a 180.000 toneladas métricas por año. Las estimaciones de ingresos anuales oscilaron entre más de 2,5 mil millones a más de $ 3,5 mil millones.

PTFE (politetrafluoroetileno) es del 60-80% de la producción de fluoropolímero del mundo en una base de peso. El término de teflón se utiliza a veces de forma genérica para la sustancia, pero existen es una marca DuPont productores de PTFE nombre-sí y DuPont veces usa la marca Teflon para otros materiales. PTFE obtiene su flúor sin la necesidad de gas de flúor: cloroformo (triclorometano) se trata con HF para hacer clorodifluorometano (R-22, un HFC); cuando esta sustancia química marcas con calefacción tetrafluoroetileno (TFE abreviado), el punto de partida para PTFE.

La mayor demanda de PTFE es en aislamiento eléctrico. Es una excelente dieléctrico y muy estable químicamente. También se utiliza ampliamente en la industria de procesos químicos donde se requiere resistencia a la corrosión: en las tuberías de revestimiento, en la tubería, y juntas. Otro uso importante es tejido arquitectónico (tela de fibra de vidrio recubierto de PTFE utilizado para cubiertas de estadios y tal). La aplicación principal consumidor es utensilios de cocina antiadherente.

Aplicaciones PTFE Principales
Dieléctrica PTFE separa del núcleo y metálica exterior en un cable coaxial de la especialidad	Primera marca sartén de teflón, 1961	El interior de la Tokyo Dome. El techo es de fibra de vidrio y aire apoyado recubiertas de PTFE.

Cuando se estira con un tirón, películas de PTFE hace un poro fino membrana: PTFE expandido ( ePTFE). El término "Gore-tex" a veces se usa genéricamente para este material, pero que es un nombre de marca específica. WL Gore no es el único productor de ePTFE y además "de Gore-tex" a menudo se refiere a más complicada membranas multicapa o telas laminadas. ePTFE se utiliza en ropa de lluvia, ropa de protección y líquidos y filtros de gas. PTFE también se puede formar en fibras que se utilizan en empaque de la bomba (sellos) y bolso filtros casas para las industrias con escapes corrosivos.

Otros polímeros fluorados tienden a tener propiedades similares a la resistencia química-PTFE alta y buenas propiedades dieléctricas, lo cual conduce a utilizar en la industria de procesos químicos y aislamiento eléctrico. Son más fáciles de trabajar con (para formar en formas complejas), pero son más caros que PTFE y tienen menor estabilidad térmica. propileno etileno fluorado (FEP) es el segundo fluoropolímero más producido. Películas de dos polímeros fluorados diferentes sirven como vidrio-reemplazos en las células solares.

Estructura microscópica de ePTFE ("Gore-Tex")

Fluorados ionómeros son materiales costosos, resistentes a químicos utilizados como membranas de ciertas células electroquímicas. Nafion, desarrollado en la década de 1960, fue el primer ejemplo y sigue siendo el material más destacado en la clase. La aplicación inicial fue Nafion como un material de célula de combustible en la nave espacial. Desde entonces, el material se ha ido transformando los 55 millones de toneladas al año la industria cloro-álcali; que está reemplazando las células que contienen mercurio peligrosos con las células de la membrana que también son más eficientes energéticamente. Mientras que las plantas de tecnología de más edad siguen funcionando, las nuevas plantas suelen utilizar células de la membrana. Para el año 2002, más de un tercio de la capacidad mundial de la industria fue de la membrana celular basada. Recientemente, la aplicación de pilas de combustible ha resurgido; importantes investigaciones se están llevando a cabo y las inversiones hace referencia a la obtención de células de la membrana de intercambio de protones (PEM) de combustible en los vehículos.

Los fluoroelastómeros son sustancias similares al caucho que se componen de mezclas reticuladas de fluoropolímeros. Viton es un ejemplo prominente. Resistentes a productos químicos juntas tóricas son la aplicación primaria. Fluoroelastómeros tienden a ser más rígido que los elastómeros convencionales, pero con química superior y resistencia al calor.

Los surfactantes

Gota de agua sobre una tela tratada con surfactante fluorado

Tensioactivos fluorados son pequeñas moléculas organofluorados, utilizados principalmente en DWR (repelente al agua duradero). Fluorados forman un gran mercado, más de $ 1 mil millones por año a partir de 2006. Scotchgard es una marca prominente, con más de 300 millones de ingresos en 2000. fluorotensioactivos son productos químicos caros, comparables a los productos químicos farmacéuticos: $ 200-2000 por kilogramo ($ 90 a 900 por libra ).

Fluorosurfactantes hacen una parte muy pequeña del mercado de surfactante en general, la mayoría de los cuales está basado en hidrocarburo y mucho más barato. Algunas aplicaciones posibles (por ejemplo, pinturas low cost) no pueden utilizar fluorados debido al impacto del precio de la capitalización, incluso en pequeñas cantidades de fluorotensioactivo. Uso en pinturas fue sólo alrededor de $ 100 millones al 2006.

DWR es un acabado (capa muy delgada) poner en telas que hace a la ligera lluvia resistente, que hace de perlas de agua. En primer lugar se desarrolló en la década de 1950, fluorosurfactantes eran el 90% de la industria de DWR en 1990. DWR se usa con tejidos de prendas de vestir, alfombras y envasado de alimentos. DWR se aplica a los tejidos por "dip-squeeze-seca" (inmersión en baño de agua DWR, presionando el agua, y luego el secado).

Gas flúor

Para los países con datos disponibles (países de libre mercado), cerca de 17.000 toneladas métricas de flúor se producen al año por 11 empresas, todas G7 residente. El flúor es relativamente barato, costando alrededor de US $ 08.05 por kilogramo ($ 04.02 por libra) cuando se vende como el hexafluoruro de uranio o hexafluoruro de azufre. Debido a las dificultades en el almacenamiento y la manipulación, el precio del gas flúor puro es mucho mayor. Los procesos que exigen grandes cantidades de flúor gaseoso generalmente se integran verticalmente y producen el gas en sitio para uso directo.

El mayor solicitud de flúor elemental es la preparación de hexafluoruro de uranio, que se utiliza en la producción de combustibles nucleares. Para obtener el compuesto, de dióxido de uranio se trata primero con ácido fluorhídrico, para producir tetrafluoruro de uranio. Este compuesto es luego fluorado aún más por la exposición directa a flúor gas para hacer que el hexafluoruro. Monoisotopic ocurrencia natural de flúor hace que sea útil en el enriquecimiento de uranio, porque las moléculas de hexafluoruro de uranio diferirán en masa sólo a causa de diferencias de masa entre el uranio-235 y uranio-238. Estas diferencias de masa se ​​utilizan para separar el uranio-235 y uranio-238 a través de la difusión y la centrifugación. Hasta 7.000 toneladas por año de gas flúor se utilizan para esta aplicación.

SF₆transformadores en un ferrocarril de Rusia

El segundo más grande solicitud de gas flúor es hexafluoruro de azufre, que se utiliza como un medio dieléctrico en las estaciones de conmutación de alta tensión. SF ₆ gas tiene una resistencia dieléctrica mucho mayor que el aire. Es extremadamente inerte y, en comparación con aparamenta llena de aceite, no tiene PCB (una sustancia química peligrosa). El hexafluoruro de azufre también se utiliza en ventanas insonorizadas, en la industria electrónica, así como nichos de aplicaciones médicas y militares. El compuesto se puede hacer sin necesidad de utilizar gas flúor, pero la reacción entre el azufre puro y gas flúor puro, primero desarrollado por Moissan, sigue siendo la práctica comercial. Cerca de 6.000 toneladas anuales de gas flúor se consumen.

Varios compuestos a base de flúor elemental sirven la industria electrónica. Renio y tungsteno hexafluoruros se utilizan para la deposición de vapor químico de películas metálicas delgadas en semiconductores. tetrafluorometano, se utilizan para el grabado de plasma en semiconductores de fabricación, la producción plana pantalla del panel, y sistemas microelectromecánicos fabricación. trifluoruro de nitrógeno se utilizan cada vez más para el equipo de limpieza en las plantas de fabricación de visualización . El flúor elemental, sí, a veces se utiliza para los equipos de limpieza.

Para hacer organofluorines nichos y productos farmacéuticos que contienen flúor, fluoración directa suele ser muy difícil de controlar. Preparación de fluorinators resistencia intermedios de gas flúor resuelve este problema. El halógeno fluoruros ClF ₃ , BrF ₃ , y si ₅ proporcionan fluoración más suave, con una serie de puntos fuertes. También son más fáciles de manejar. Tetrafluoruro de azufre se utiliza sobre todo para la fabricación de Pharmacueticals fluorados.

Estados Unidos y científicos espaciales soviéticas en la década de 1960 estudió flúor elemental como un posible agente propulsor del cohete debido a la mayor impulso específico generado cuando el flúor reemplaza el oxígeno en la combustión. Los experimentos fracasaron porque el flúor resultó difícil de manejar, y su producto de la combustión (normalmente fluoruro de hidrógeno) era extremadamente tóxico y corrosivo.

Producción de gas de flúor

Flúor habitación celular en F2 Chemicals, Preston, Inglaterra.

Los productores comerciales de gas flúor siguen utilizando el método de la electrólisis por primera vez por Moissan, con algunas modificaciones en el diseño de la célula. Debido a la corrosividad de los gases, se requieren materiales de contención especiales y precauciones de manipulación. Rutas químicas a la forma elemental se publicaron en 1986.

Síntesis electrolítica

Varios miles de toneladas de flúor elemental se producen anualmente por electrólisis de bifluoruro de potasio en fluoruro de hidrógeno. Formas bifluoruro de potasio espontáneamente de fluoruro de potasio y el fluoruro de hidrógeno:

HF + KF → KHF₂

Una mezcla con la composición aproximada KF • 2HF se funde a 70 ° C (158 ° F) y se electroliza entre 70 ° C y 130 ° C (160-265 ° F). Bifluoruro de potasio aumenta la conductividad eléctrica de la solución y proporciona el anión bifluoruro, que libera flúor en el ánodo (parte negativa de la célula). Si solo HF se electroliza, las formas de hidrógeno en el cátodo (parte positiva de la célula) y los iones fluoruro permanecen en solución. Después de la electrólisis, fluoruro de potasio permanece en solución.

2 HF₂ ^-→ H₂+ F ↑₂↑ + 2 F^-

Existen varios otros aspectos biológicos de flúor. El fluoruro es ampliamente utilizado para la prevención de caries dentales. En los productos farmacéuticos y agroquímicos, flúor ve aumentar su uso en nuevas moléculas. Los venenos que contienen flúor son bien conocidos por matar insectos y roedores y los pocos organismos que incorporen flúor en su bioquímica lo hacen para hacer venenos naturales. Ambos isótopos radiactivos de flúor y naturales son importantes en aplicaciones de escaneo respectivos. Perfluorocarbonos oxígeno portadores presentan una posibilidad para el ser humano la respiración líquida.

Cuidado dental

Los iones fluoruro en contacto con los dientes se han pensado mucho limitar cavidades girando la formación de la hidroxiapatita de dientes en menos fluorapatite soluble. Los estudios más arriba-hasta la fecha no muestran diferencias en los niveles de caries entre los dientes con esmalte fluorada en diferentes grados, mientras que los bajos niveles de fluoruro en el fluido de la placa y la saliva sin duda ayudan a combatir las caries tempranas. El proceso de absorción de fluoruro sólo funciona por contacto directo ( tratamiento tópico). Los iones fluoruro que se tragan no se benefician de los dientes.

Tratamiento de fluoruro tópico en Panamá

La fluoración del agua es la adición controlada de fluoruro a un servicio público para reducir la caries dental. Su uso comenzó en la década de 1940, a raíz de los estudios de los niños en una región donde el agua está fluorada de manera natural. Ahora se utiliza durante unos dos tercios de la población de Estados Unidos en los sistemas públicos de agua y aproximadamente el 5,7% de las personas en todo el mundo. Aunque la mejor evidencia disponible no muestra asociación con efectos adversos distintos de fluorosis (dentales y, en casos peores, esqueléticos), la mayoría de los cuales es leve, la fluoración del agua ha sido polémico por ética, seguridad y razones de eficacia, y la oposición a la fluoración del agua existe a pesar de su apoyo de las organizaciones de salud pública. Los beneficios de la fluoración del agua han disminuido recientemente, presumiblemente debido a la disponibilidad de fluoruro en otras formas, pero todavía son medibles, especialmente para los grupos de bajos ingresos. Las revisiones sistemáticas en 2000 y 2007 mostró una reducción significativa de caries en los niños vinculados a la fluoración del agua.

El fluoruro de sodio, difluoruro de estaño, y, más comúnmente, monofluorofosfato de sodio, se utilizan en pasta de dientes. En 1955, la primera pasta dental con fluoruro se introdujo, en los Estados Unidos. Ahora, casi toda la pasta de dientes en los países desarrollados está fluorada. Por ejemplo, 95% de pasta de dientes Europea contiene fluoruro. Los geles y espumas a menudo se aconseja para los grupos de pacientes especiales, en particular los sometidos a radioterapia en la cabeza (pacientes con cáncer). El paciente recibe una aplicación de cuatro minutos de una alta cantidad de fluoruro. Existen barnices que realizan una función similar, pero se aplican con mayor rapidez. El fluoruro también está contenida en recetados y sin receta enjuagues bucales y es un componente de rastreo de los alimentos elaborados a partir de los suministros de agua fluorada.

Farmacéuticos

Prozac: uno de varios medicamentos que contienen flúor notables

Varios productos farmacéuticos importantes contienen flúor. De los fármacos comercializados, ya 20% contienen flúor, ya que incluso un solo átomo de mejora la reactividad química de la molécula de fármaco utilizado.

Debido a la gran estabilidad del enlace carbono-flúor, muchos medicamentos son fluorado para retrasar su metabolismo (convirtiéndose en otra molécula, el proceso químico detrás de esto es cómo funcionan las drogas). Esto prolonga sus vidas medias y permite tiempos más largos entre la dosificación y la activación. Por ejemplo, una anillo aromático puede añadir para evitar que el metabolismo de un fármaco, pero esto presenta un problema de seguridad, debido a que algunos compuestos aromáticos son metabolizados en el cuerpo en venenosas epóxidos por el organismo de nativo enzimas. Sustituyendo un átomo de flúor en un párrafo posición, sin embargo, protege el anillo aromático y evita que el epóxido a partir de que se produce.

La adición de flúor a orgánicos biológicamente activos aumenta su lipofilicidad (capacidad de disolver en grasas), debido a que el enlace carbono-flúor es aún más hidrófobo que el enlace carbono-hidrógeno. Este efecto aumenta a menudo de un medicamento biodisponibilidad debido a la mayor penetración de la membrana celular. Aunque el potencial del flúor que se libera como un fluoruro grupo saliente depende de su posición en la molécula, organofluoruros son generalmente muy estable, ya que el enlace carbono-flúor es fuerte.

Flúor también encuentran sus usos en común mineralocorticoides, una clase de fármacos que aumentan la presión arterial . Adición de un flúor aumenta tanto su potencia médica y efectos anti-inflamatorios. Contiene flúor fludrocortisona es uno de los dichos fármacos más comunes. dexametasona y triamcinolona, ​​que están entre los más potentes del sintéticos relacionados con corticosteroides clase de medicamentos, contienen flúor también.

Varios generales inhaladosagentes anestésicos, incluyendo los agentes inhalados más utilizados, también contienen flúor. Los ejemplos incluyen sevoflurano,desflurano yisoflurano, que sonderivados de hidrofluorocarbonos.

Muchos Antidepresivos ISRS son orgánicos fluorados, incluyendoel citalopram,el escitalopram yfluoxetina.Las fluoroquinolonas son una familia de uso general deantibióticos de amplio espectro.

Estructuras moleculares de varios productos farmacéuticos que contienen flúor

Lipitor (atorvastatina)	5-FU (fluorouracilo)	Florinef (fludrocortisona)	El isoflurano

Agroquímicos y venenos naturales

Sur África gifblaar es uno de los pocos organismos que hace que los compuestos de flúor.

Se estima que el 30% de los compuestos agroquímicos contiene flúor. La mayoría de ellos son venenos, pero unos pocos estimular el crecimiento en su lugar. El uso de agroquímicos más de flúor se dice que se basan en la mejora de la reacción de síntesis (la reducción de los costos planteados por el contenido de flúor) y el nivel de la química verde consideración (compuestos fluorados son más respetuosos del medio ambiente).

Sintético fluoroacetato de sodio se ha utilizado como un insecticida, pero es especialmente eficaz contra las plagas de mamíferos. El nombre de "1080" se refiere al número de catálogo del veneno, que se convirtió en su marca. Fluoroacetato es similar a acetato, que tiene un papel fundamental en el ciclo de Krebs (una parte clave del metabolismo celular). Fluoroacetato detiene el ciclo y hace que las células de ser privados de energía. Varios otros insecticidas contienen fluoruro de sodio, que es mucho menos tóxico que fluoroacetato. Actualmente el compuesto está prohibido. Otra agrichemcial importante es Trifluralina. Que una vez fue muy importante (por ejemplo, en 1998 más de un medio de la zona de campo de algodón de Estados Unidos fue revestido con la sustancia química); sin embargo, sus propiedades cancerígenas sospechosas causaron algunos países del norte de Europa para prohibir que en 1993. En la actualidad, toda la Unión Europea ha prohibido que, aunque hubo un caso la intención de cancelar la decisión.

Los agroquímicos utilizados en la actualidad utilizan otra táctica: En lugar de ser venenosa sí mismos, ellos penetran en el metabolismo no afectar directamente, sino a transformar en realidad compuestos venenosos. Por ejemplo, los insectos alimentados 29-fluorostigmasterol producir los fluoroacetates de ella. Si un átomo de flúor se transfiere a una célula del cuerpo, que bloquea el metabolismo en la posición ocupada.

Organofluorines biológicamente sintetizados se han encontrado en microorganismos y plantas, pero no en animales. El ejemplo más común es fluoroacetato, con una molécula veneno activo idéntico al comercial "1080". Se utiliza como una defensa contra los herbívoros por lo menos 40 plantas verdes en Australia, Brasil y África; otros organofluorines sintetizados biológicamente incluyen ω-fluoro ácidos grasos , fluoroacetona, y 2-fluorocitrato. En las bacterias, la enzima -adenosil fluoruro sintasa, que hace que el enlace carbono-flúor, fue aislado. El descubrimiento fue promocionado como posiblemente lleve a rutas biológicas para la síntesis organofluorine.

Exploración

Todo el cuerpo PET utilizando flúor-18

Los compuestos que contienen flúor-18, un isótopo radiactivo que emite positrones, a menudo se utilizan en la tomografía por emisión de positrones (TEP), ya que la vida media del isótopo de alrededor de 110 minutos es largo para los estándares de positrones-emisor. Uno de tales radiofármaco es 2-desoxi-2- ( ¹⁸ F) fluoro-D-glucosa (genéricamente denominado fludesoxiglucosa), comúnmente abreviado como ¹⁸ F-FDG, o simplemente FDG. En la PET, FDG puede ser utilizado para asessing metabolismo de la glucosa en el cerebro y para obtener imágenes de los tumores de cáncer. Después de la inyección en la sangre, la FDG es absorbido por los tejidos "FDG-ávidos" con una alta necesidad de la glucosa, como el cerebro y la mayoría de los tipos de tumores malignos. Tomografía, a menudo con la asistencia de un equipo para formar un PET / CT (CT significa "tomografía computarizada") de la máquina, entonces se puede utilizar para diagnosticar o controlar el tratamiento de los cánceres; especialmente el linfoma de Hodgkin, el cáncer de pulmón y cáncer de mama.

Flúor natural es monoisotópico, que consiste únicamente en flúor-19. Los compuestos de flúor son altamente susceptibles de resonancia magnética nuclear (RMN), porque flúor-19 tiene un espín nuclear de ½, un alto momento magnético nuclear, y una alta relación magnetogírica. Los compuestos de flúor tienen típicamente una RMN rápido de relajación, que permite el uso de promediación rápido para obtener una relación señal-ruido similares a los espectros de RMN de hidrógeno-1. Flúor-19 se utiliza comúnmente en el estudio de RMN de metabolismo, las estructuras de proteínas y cambios conformacionales. Además, los gases fluorados inertes tienen el potencial de ser una herramienta barata y eficiente para la ventilación pulmonar de imágenes.

Investigación sobre el transporte de oxígeno

Fluorocarbonos líquidos tienen una muy alta capacidad de mantener el gas en solución. Ellos pueden tener más oxígeno o dióxido de carbono que lo hace la sangre. Por esa razón, han despertado el interés en curso en relación con la posibilidad de que la sangre artificial o de la respiración líquida.

Modelo generado por ordenador de nanocristales de perflubron (rojo) y gentamicina (blanco, un antibiótico)

Sucedáneos de sangre son el objeto de la investigación porque la demanda de transfusiones de sangre crece más rápido que las donaciones. En algunos escenarios, la sangre artificial puede ser más conveniente o seguro. Debido a que los fluorocarbonos normalmente no se mezclan con agua, deben ser mezclados en emulsiones (pequeñas gotas de perfluorocarbono en suspensión en agua) para ser utilizados como la sangre. Uno de esos productos, Oxycyte, ha sido a través de los ensayos clínicos iniciales.

Posibles usos médicos de la respiración líquida (que utiliza líquido perflurocarbon pura, no una emulsión de agua) implican la asistencia para los bebés prematuros o para víctimas de quemaduras (porque la función pulmonar normal se ve comprometida). Tanto el llenado parcial de los pulmones y el llenado completo de los pulmones se han considerado, aunque sólo el primero tiene ninguna prueba significativos en los seres humanos. Varios ensayos con animales se han realizado algunos ensayos y la ventilación líquida parcial humanos. Un esfuerzo, por Alliance Pharmaceuticals, alcanzó ensayos clínicos, pero fue abandonado debido a la ventaja insuficiente en comparación con otras terapias.

Los nanocristales representan un posible método de entrega de agua o grasa fármacos solubles dentro de un fluido químico perfluorado. El uso de partículas está siendo desarrollado para ayudar a los bebés a tratar con los pulmones dañados.

Otras aplicaciones incluyen postuladas buceo de aguas profundas y los viajes espaciales, las aplicaciones que habría tanto requerir ventilación líquida total, no la ventilación parcial. La película 1989 El Abismo mostró una utilización ficticia de perfluorocarbono para el buceo humana, sino también filmó una rata verdadera sobrevivir mientras se enfría y se sumerge en perfluorocarbono. (Ver también lista de tratamientos de ficción de la respiración perfluorocarbono.)

Peligros

Gas flúor y el ion fluoruro

Señales de peligro de EE.UU. para el flúor transportado comercialmente

El flúor elemental es altamente tóxico. Por encima de una concentración de 25 ppm, flúor causa irritación significativa mientras ataca los ojos, las vías respiratorias, los pulmones, el hígado y los riñones. A una concentración de 100 ppm, los ojos humanos y la nariz están seriamente dañadas.

Fluoruros solubles son moderadamente tóxico. Para fluoruro de sodio, la dosis letal para los adultos es de 5-10 g, que es equivalente a 32-64 mg de fluoruro elemental por kilogramo de peso corporal. La dosis que pueden dar lugar a efectos adversos para la salud es de aproximadamente una quinta parte de la dosis letal. El consumo de fluoruro en exceso crónico puede conducir a la fluorosis esquelética, una enfermedad de los huesos que afecta a millones de personas en Asia y África.

El ion fluoruro se absorbe fácilmente por el estómago y los intestinos. Ingerido formas fluoruro de ácido fluorhídrico en el estómago. En esta forma, el fluoruro cruza las membranas celulares y entonces se une con calcio y interferir con diversas enzimas. El fluoruro se excreta por la orina. Los límites de exposición de fluoruro se basan en las pruebas de orina que ha determinado la capacidad del cuerpo humano para librarse de fluoruro.

Históricamente, la mayoría de los casos de envenenamiento por fluoruro han sido causados ​​por la ingestión accidental de insecticidas que contienen fluoruro inorgánico, la actualidad, la mayoría de las llamadas a los centros de control de veneno para su posible envenenamiento por fluoruro provienen de la ingestión de pasta dental que contenga fluoruro. Mal funcionamiento de los equipos de la fluoración del agua ha ocurrido varias veces, incluyendo un incidente de Alaska, que afectó a cerca de 300 personas y mató a uno.

Acido hidrofluorico

Quemaduras de HF, no evidentes hasta que un día después

El ácido fluorhídrico es un veneno de contacto y debe manejarse con mucho cuidado, mucho más allá de las que disfruten otros ácidos minerales. Debido a su menor disociación química en agua (restante una molécula neutra), fluoruro de hidrógeno penetra en el tejido más rápidamente que los ácidos típicos. La intoxicación puede ocurrir fácilmente a través de la exposición de la piel o los ojos, o cuando se inhala o se ingiere. Los síntomas de la exposición al ácido fluorhídrico pueden no ser evidente de inmediato, con un retraso de 8 horas para el 50% de HF y hasta 24 horas si la concentración es menor. El fluoruro de hidrógeno interfiere con la función nerviosa, lo que significa que las quemaduras no pueden inicialmente ser doloroso. Exposiciones accidentales pueden pasar desapercibidos, retrasar el tratamiento y aumentar el alcance y la gravedad de la lesión. Si la quemadura se ha dado cuenta al principio, luego HF deben lavarse con un fuerte chorro de agua durante diez a quince minutos, para evitar su penetración en el cuerpo. Ropa usada por la persona quemada también pueden presentar peligro.

Una vez en la sangre, fluoruro de hidrógeno reacciona con el calcio y el magnesio, resultando en desequilibrio de electrolitos, arritmia cardiaca, y potencialmente, la muerte. Formación de insoluble de fluoruro de calcio posiblemente cause tanto una caída en el calcio sérico y el dolor fuerte asociado con toxicidad tisular. En algunos casos, las exposiciones pueden provocar hipocalcemia. Quemaduras con superficies superiores a 160 cm ² (25 en ² ) pueden causar grave toxicidad sistémica de la interferencia con los niveles sanguíneos de calcio y tejido.

La exposición al ácido fluorhídrico se trata a menudo con gluconato de calcio, una fuente de Ca ²⁺ que se une con los iones fluoruro. Quemaduras de la piel pueden ser tratados con un lavado con agua y 2.5% de gel de gluconato de calcio o soluciones de lavado especiales. Sin embargo, debido HF se absorbe, el tratamiento médico es necesario; a veces puede ser necesaria la amputación.

Preocupaciones ambientales

Ambiente

NASA proyección de ozono estratosférico sobre América del Norte si CFC no habían sido prohibidos

Los clorofluorocarbonos (CFC) y bromofluorocarbonos (BFC) se han regulado estrictamente a través de una serie de acuerdos internacionales, el Protocolo de Montreal, ya que agotan la capa de ozono. Es el cloro y bromo de estas moléculas que causan daño, no flúor. Debido a la estabilidad inherente de estas moléculas totalmente halogenados (que los hace tan inflamable y útil), que son capaces de llegar a la parte alta de la atmósfera, antes de la descomposición, y luego liberar cloro y bromo para atacar el ozono a esas altitudes. Las predicciones son que se necesitarán generaciones, incluso después de la prohibición de los CFC, por estas moléculas para salir de la atmósfera y de la capa de ozono se recupere. Los primeros indicios apuntan a que el agotamiento de la capa de ozono funciona la prohibición de CFC se ha detenido y la recuperación está en marcha.

Los hidroclorofluorocarbonos (HCFC) son reemplazos actuales de los CFC; HCFC tienen aproximadamente una décima parte del ozono dañar potencial (PAO) de los CFC. Ellos fueron programadas originalmente para la eliminación en 2030 en los países desarrollados (2.040 en no urbanizable). En 2007, un nuevo tratado fue firmado por casi todas las naciones para mover esa eliminación gradual de hasta diez años, porque los HFC, que no tienen cloro y por lo tanto cero ODP, están disponibles. Mientras tanto, los HCFC individuales con el mayor potencial de agotamiento anti-ozono se están eliminando en primer lugar. Por ejemplo, en 2003, el HCFC-141b fue eliminado en los EE.UU. por la regulación Agencia de Protección Ambiental. Muchos de los otros HCFC ahora se están produciendo a una fracción de sus tasas de producción anteriores.

Gases de fluorocarbono de todo tipo (CFC, HFC, etc.) son gases de efecto invernadero aproximadamente 4.000 a 10.000 veces más potente que el dióxido de carbono. El hexafluoruro de azufre exhibe un efecto aún más fuerte, unos 20 mil veces el potencial de calentamiento atmosférico de dióxido de carbono.

Biopersistencia

Delfines nariz de botella tienen altos PFOS.

Debido a la fuerza del enlace carbono-flúor, organofluorines soportar en el medio ambiente. El ácido perfluorooctanoico (PFOA) y ácido perfluorooctanosulfónico (PFOS), utilizado en los aerosoles de impermeabilización, son contaminantes globales persistentes. Trazas de estas sustancias se han detectado en todo el mundo, desde los osos polares en el Ártico a la población humana mundial. Un estudio indica que los niveles de PFOS en la vida silvestre están empezando a bajar debido a la reciente reducción de la producción de ese producto químico.

Distribución en los tejidos de PFOA en los seres humanos es desconocida, pero estudios en ratas sugieren que es probable que esté presente principalmente en el hígado, riñón, y la sangre. En el cuerpo, PFOA une a una proteína, albúmina de suero; se ha detectado en la leche materna y la sangre de los recién nacidos. PFOA no se metaboliza por el cuerpo, pero se excreta por los riñones.

Los potenciales efectos sobre la salud de PFOA no están claros. A diferencia de los hidrocarburos clorados, PFOA no es lipófilo (almacenado en grasa), ni es genotóxicos (genes dañinos). Mientras tanto el PFOA y PFOS causa cáncer en grandes cantidades en los animales, los estudios sobre seres humanos expuestos no han sido capaces de demostrar un impacto en las exposiciones actuales. Delfines nariz de botella tienen algunas de las más altas concentraciones de PFOS de cualquier especie silvestre estudiado; un estudio sugiere un impacto en sus sistemas inmunológicos.

Dado que los sistemas biológicos no metabolizan moléculas fluoradas fácilmente, farmacéuticos fluorados (a menudo antibióticos y antidepresivos) son algunos de los principales compuestos orgánicos fluorados que se encuentran en la ciudad de tratados de aguas residuales y de aguas residuales. Agroquímicos que contienen flúor son medibles en tierras de cultivo escorrentía y ríos cercanos.

Compuestos

El flúor como rectas ligandos (a) o doblado (b) puente.

Sólo común de flúor estado de oxidación es -1. Con otros átomos de flúor, formularios o bien enlaces covalentes polares o enlaces iónicos. Con mayor frecuencia, los enlaces covalentes que involucran átomos de flúor son enlaces simples, aunque existen al menos dos ejemplos de un bono de orden superior. El fluoruro puede actuar como un ligando puente entre dos metales en algunas moléculas complejas. Las moléculas que contienen flúor pueden también exhibir enlaces de hidrógeno. flúor tiene una química rica incluidos compuestos inorgánicos formados con hidrógeno, metales, no metales y gases nobles incluso; así como un conjunto diverso de compuestos orgánicos.

Inorgánico

El fluoruro de hidrógeno

HF y H2similitudes S
Puntos de ebullición de los haluros de hidrógeno (azul) y calcogenuros de hidrógeno (rojo): HF y H2tendencias de quiebre S.	Punto de HF / H Congelación2mezclas S: flechas indican compuestos en estado sólido.

El flúor se combina con hidrógeno para hacer un compuesto (HF) llamado fluoruro de hidrógeno o, especialmente en el contexto de soluciones de agua, ácido fluorhídrico. El tipo de enlace HF es uno de los pocos capaces de enlace de hidrógeno (la creación de asociaciones de agrupación adicionales con moléculas similares). Esto influye en varios aspectos peculiares de las propiedades de fluoruro de hidrógeno. En algunas formas de la sustancia se comporta más como el agua, también muy propensos a la unión de hidrógeno, de uno de los otros haluros de hidrógeno, tales como HCl.

El enlace de hidrógeno entre moléculas de HF da lugar a la alta viscosidad en la fase líquida y menor que la presión esperada en la fase de gas. El fluoruro de hidrógeno no hierva hasta 20 ° C, en contraste con los haluros de hidrógeno más pesados ​​que hierven entre -85 ° C y -35 ° C (-120 a 30 ° F). HF es completamente miscible con agua (se disolverá en cualquier proporción), mientras que los otros haluros de hidrógeno tienen grandes lagunas de solubilidad con agua. El fluoruro de hidrógeno y el agua también forman varios compuestos en estado sólido, lo más notablemente una 1: 1 compuesto que no se derrite hasta -40 ° C (-40 ° F), que es 44 grados Celsius (79 grados Fahrenheit) por encima del punto de fusión HF de puro.

A diferencia de otros ácidos hidrácidos halogenados, tales como ácido clorhídrico , fluoruro de hidrógeno sólo es un ácido débil en solución de agua, con ácido constante de disociación (pK _la ) igual a 3,19. La debilidad de HF como un ácido acuoso es paradójico teniendo en cuenta lo polar del enlace HF es, mucho más que el bono en HCl, HBr o HI. La explicación para el comportamiento es complicado, que tiene que ver con diversas tendencias racimo de formación de la IC, el agua y de iones fluoruro, así como cuestiones termodinámicas. En grandes concentraciones, una propiedad llamada homoconjugación se revela. HF comienza a aceptar iones fluoruro, formando los iones poliatómicos (tales como bifluoruro, HF -
2 ) y los protones, lo que aumenta en gran medida la acidez del compuesto. El ácido fluorhídrico es también el más fuerte de los ácidos hidrácidos halogenados en ácido acético y disolventes similares. Su acidez potencial oculto se revela también por el hecho de que protona ácidos como clorhídrico, sulfúrico o nítrico. A pesar de su debilidad, el ácido fluorhídrico es muy corrosivo, incluso atacando vidrio (hidratado solamente).

Fluoruro de hidrógeno seco se disuelve fluoruros metálicos bajo valentes fácilmente. Varios fluoruros moleculares también se disuelven en la IC. Muchas proteínas e hidratos de carbono se pueden disolver en HF seco y pueden ser recuperados de él. La mayoría de los productos químicos inorgánicos no fluoruro reaccionan con IC en lugar de disolverse.

Fluoruros metálicos

Fluoruros metálicos tienen similitudes con otros haluros de metal, pero son más iónico. En muchos aspectos, fluoruros de metales difieren de otros haluros metálicos (cloruros, bromuros, yoduros), muy similares entre sí. En cambio, los fluoruros son más similares a los óxidos, a menudo tienen estructuras de unión y cristalinas similares.

Los fluoruros de metales muestran tendencias generales basados ​​en la carga del metal. Los metales en un estado de oxidación de 3 o más baja tienden a formar, fluoruros iónicos refractarios. Metales pagan 5 o superior tienden a formar fluoruros unidos covalentemente, polímeros o moléculas discretas, y son más volátiles. (Los tetrafluorides son una zona de transición.) Las variaciones de unión significan que los fluoruros metálicos pueden ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente.

La solubilidad de los fluoruros varía en gran medida, pero tiende a disminuir a medida que la carga del ion de metal aumenta. Fluoruros disueltos producen soluciones básicas. (F ^- es una base débil porque HF es un ácido débil.) Como hidróxidos, fluoruros pueden ser vistos como básico, anfóteros, y ácido, con la propiedad de acidez generalmente aumenta con el estado de oxidación del metal; un fluoruro es una base mucho más débil que un hidróxido, sin embargo.

Estados de oxidación bajos

El fluoruro de sodio: sodio (púrpura) y fluoruro (amarillo) sonisoelectrónico, pero el fluoruro es más grande porque su carga nuclear es menor.

Los metales alcalinos forman monofluorides. Todos son solubles y tienen la estructura de cloruro de sodio (sal de roca), que también es adoptado por algunos óxidos alcalinotérreos tales como CaO. Debido a que el anión fluoruro es altamente básica, muchos fluoruros de metales alcalinos forman bifluoruros con la fórmula MHF ₂ . También dan fuera de la fluoruro fácilmente cuando la reacción con un ácido. Entre otras monofluorides, solamente de plata (I) y talio (I) fluoruros son bien caracterizado. Ambos son muy solubles, a diferencia de los otros haluros de esos metales. Otra fluoruro de plata es desde este punto un "medio-fluoruro" (un subfluoride, compuesto que contiene menos de saturación normal con flúor), formulado como Ag ₂ F . Este compuesto ha sido descrito como que tiene F ^- e inusuales "ag ^{½ +} centros ".

A diferencia de los monofluorides, los difluoruros pueden ser o bien soluble o insoluble. Varios difluoruros de metales de transición, tales como los de cobre (II) y níquel (II), son solubles. Los metales alcalinotérreos forman difluoruros que son insolubles. En contraste, los cloruros alcalinotérreos son fácilmente solubles. La insolubilidad de fluoruros alcalinotérreos proviene de la alta energía reticular negativo de la común en la estructura química de fluorita (adoptada por varios dióxidos metálicos como CeO ₂ , UO ₂ , ThO ₂ , etc.), de modo que sea más favorable para el sólido para mantenerse sólido en lugar de disolverse, por lo que son insolubles (véase la tabla, notar los signos menos omitidas). Sin embargo, el fluoruro de berilio muestra notables diferencias de otros fluoruros alcalino-térreos, tal es el berilio diferente a otros metales alcalinotérreos (que tiende a unir covalentemente, por lo BeF ₂ muestra un carácter significativo covalente). Los compuestos tiene muchas similitudes con SiO ₂ (cuarzo): una mayoría unida covalentemente red sólida, la formación gafas (son difíciles de cristalizar), la misma habitación estructura cristalina temperatura cuando cristalina, etc. Es muy soluble en agua, a diferencia de las otras tierras alcalinas .

Muchos metales forman trifluoruros, tales como hierro, bismuto, los elementos de tierras raras, y los metales en la columna de la aluminio de la tabla periódica. En este punto, la ionicidad de los fluoruros comienza a reducir, y la acidez comienza a crecer, a pesar de que los compuestos son todavía los sólidos iónicos, principalmente débilmente básicas. En muchos casos, mientras que los trifluoruros son todavía iónico, otros trihaluros puede ser volátil (por ejemplo, aluminio u oro). No trifluoruro es soluble en agua, pero son solubles en varios otros disolventes.

La tetrafluorides muestran una mezcla de enlace iónico y covalente: zirconio, hafnio, además de muchos de los actínidos formar tetrafluorides iónica, alto punto de fusión-antiprismatic cuadrados. Titanio, niobio, vanadio y tetrafluorides son poliméricos, con fusión o descomposición puntos por debajo de 400 ° C (vanadio de mayo también desproporcionada a 100-120 ° C para el trifluoruro y el pentafluoruro). Muchos tetrafluorides metales de transición muestran estructuras inusuales intermedias entre covalente iónica y monomérico (tetrafluoruro de iridio en particular con ambos átomos de flúor compartidos y no compartidos). Por lo general tienen bajos puntos de fusión (tetrafluoruro de osmio es, por ejemplo, 230 ° C) o son de baja estabilidad (tetrafluoruro de manganeso se descompone incluso a temperatura ambiente). tetrafluoruro de germanio moléculas formas tetraédricas y es un gas a temperatura ambiente.

Estados de oxidación de alta

Penta metal y fluoruros más altos están covalentemente unidos y volátil. Este comportamiento contrasta con los óxidos correspondientes. El oxígeno es un oxidante más débil e inherentemente más propensos a formar enlaces covalentes, pero sólo forma moléculas con cinco metales ( heptóxido de manganeso, heptóxido de tecnecio, tetróxido de rutenio, tetróxido de osmio, iridio y tetróxido). Formas flúor moléculas con quince metales debido a su pequeño tamaño y una sola carga como un ion permite rodea átomos de metal con más átomos de flúor que lata oxígeno.

Estructura del BIF₅(α-UF₅), una única estructura de la cadena y el embalaje de las cadenas.

Más alto de fluoruro de bismuto es un pentafluoruro volátil que es un potente agente de fluoración. En el estado sólido, es polimérico, que consiste en cadenas lineales de octaedros, compartiendo fluoruros axiales. Bismuto pentavalente se comporta como un ácido hexafluorobismuthate y formas, [BIF ₆ ] ^- , tras la reacción con un donante de fluoruro, ya sea fuerte (tal como NaF) o no (tales como XeF ₄ ), siendo por lo tanto un ácido. Niobio y tantalio pentafluoruros, mientras térmicamente estable, son también ácidos fuertes y por lo tanto se hidrolizan fácilmente. Ellos son realmente molecular, formando moléculas tetraméricas. Muchos metales que forman fluoruros más altos también pueden formar pentafluoruros, pero pueden ser inestable. Por ejemplo, osmio y rutenio pentafluoruros, mientras que también polimérica, tienen una estructura diferente, y son de baja estabilidad (hidrolizar fácilmente, no son del estado de oxidación más alto, ni un uno estable).

Los metales que hacen bien caracterizados hexafluoruros incluyen nueve metales en el centro de la tabla periódica y tres actínidos . A temperatura ambiente, el hexafluoruro de tungsteno es un gas, hexafluoruro de molibdeno y renio hexafluoruro son líquidos, y el resto son sólidos volátiles. Metal hexafluoruros son oxidantes debido a su tendencia a quedar reducidos: por ejemplo, el hexafluoruro de platino fue el primer compuesto para oxidar el oxígeno molecular y xenón. El hexafluoruro de menos inestable es la de osmio. polonio también forma un hexafluoruro, pero se understudied.

Renio heptafluoride

El renio es el único metal conocido por vincularse con siete fluoruros en compuesto de metal de carga neutra, que es el encargado-ligandos número de registro. renio heptafluoride pueden ser sintetizados a partir de los elementos, y es relativamente estable frente al calor. Químicamente, puede servir como un ácido no oxidante para formar el correspondiente anión, ReF -
8 , o con ácidos más fuertes como una base para formar un catión, ReF +
6 . La molécula adopta una geometría molecular bipirámide pentagonal (se espera para ser compartido con la heptafluoride actualmente desconocido, pero tal vez sea posible iridio (se está preparando el informe de síntesis), heptafluoride tecnecio y heptafluoride osmio).

Fluoruros no metálicos

La fluoruros binarios no metálicos son compuestos volátiles. Muestran una gran diferencia entre el período 2 y otros fluoruros. Por ejemplo, Período 2 elementos elementos fluoruros nunca exceden el octeto de sus átomos. ( Boron es una excepción debido a su posición específica en la tabla periódica.) elementos inferiores de periodo, sin embargo, pueden formar moléculas hipervalentes, tales como pentafluoruro de fósforo o hexafluoruro de azufre. La reactividad de estas especies varía enormemente hexafluoruro de azufre es inerte, mientras que el trifluoruro de cloro es extremadamente reactivo, pero hay algunas tendencias basadas en ubicaciones de la tabla periódica.

El trifluoruro de boro es una molécula plana. Tiene sólo seis electrones alrededor del átomo central de boro (y por lo tanto un octeto incompleto), pero acepta fácilmente una base de Lewis, la formación de aductos con moléculas o iones tales como que contiene par solitario- amoniaco u otro ion fluoruro que puede donar dos electrones más para completar el octeto. Boron monofluoruro es una molécula inestable con una (mayor que individual) vínculo inusual al flúor. El orden de enlace ha sido descrito como 1.4 (intermedio entre un sencillo y un doble enlace). Es isoelectrónico con N ₂ .

Lewis estructuras diagrama de puntos muestran tres alternativas formales para describir la unión en monofluoruro boro.

Tetrafluoruro de silicio, similar a tetrafluoruro de carbono y tetrafluoruro de germanio, adopta una molecular tetraédrica estructura. SiF ₄ es estable contra el calentamiento o chispa eléctrica, pero reacciona con el agua (incluso aire húmedo), los metales y los álcalis, lo que demuestra escaso carácter ácido. Reacciones con compuestos de organomagnesio, alcoholes, aminas, y compuestos de aducción de rendimiento amoníaco. ácido fluorosilícico, un derivado de SiF ₄ , es un ácido fuerte en solución acuosa (la forma anhidra no existe).

Pnictogens (columna de la tabla periódica de nitrógeno) muestran tendencias muy similares en reactividad y la acidez de los más altos fluoruros (pentafluoruros) y los más comunes (trifluoruros), con la dicha propiedad creciente hacia abajo el grupo: NF ₃ es estable frente a la hidrólisis, PF ₃ hidroliza muy lentamente en aire húmedo, mientras que AsF ₃ hidroliza completamente. SbF ₃ hidroliza sólo parcialmente debido a la cada vez mayor carácter iónico del enlace a flúor. Los compuestos son bases débiles de Lewis, con NF ₃ ser de nuevo una excepción. Los pentafluoruros de fósforo y arsénico son mucho más reactivos que sus trifluoruros; pentafluoruro de antimonio es un ácido tal fuerte que tiene el título del ácido de Lewis más fuerte. El nitrógeno no se conoce para formar un pentafluoruro, aunque el catión tetrafluoroammonium ( NF +
4 ) dispone de nitrógeno en el estado de oxidación formal de 5. monofluoruro de nitrógeno es un especies metaestables que se ha observado en estudios de láser. Es isoelectrónico con O ₂ y como BF, inusualmente, tiene un orden de enlace más alta que el flúor de un solo régimen de servidumbre.

SF₄: La inusualforma de subibaja es predicha portrepev.

La calcógenos (columna de la tabla periódica de oxígeno) son algo similares: Las tetafluorides son térmicamente inestable y se hidrolizan, y también están dispuestos a utilizar su par solitario para formar aductos de otros fluoruros (ácidos). Azufre y selenio son tetrafluorides molecular mientras TEF ₄ es un polímero. Los hexafluoruros son el resultado de fluoración directa de los elementos (comparar: siquiera no existen otros hexahalides de los elementos). Aumentan en la reactividad con el número atómico: SF ₆ es extremadamente inerte, SEF ₆ es menos noble (por ejemplo, reacciona con amoníaco a 200 ° C (400 ° F)), y TEF ₆ hidroliza fácilmente para dar una oxoácido. Más alto de fluoruro de oxígeno es difluoruro de oxígeno, pero el flúor puede teóricamente (a partir de 2012) oxidar a un estado excepcionalmente alta oxidación de 4 en el fluorocation: DE +
3 .

Los halógenos bien caracterizados más pesados ​​(cloro, bromo, y yodo) toda forma de mono-, tri-, y pentafluoruros: XF, XF ₃ y XF ₅ . De los neutrales 7 especies, sólo el yodo heptafluoride se sabe. Si bien no se conocen heptafluorides de cloro y bromo, los cationes correspondientes CLF +
6 y BRF +
6 , extremadamente oxidantes fuertes, son. Astatine no está bien estudiado, y aunque hay un informe de un monofluoruro astato no volátil, su existencia se debate. Muchos de los fluoruros halógenas son fluorinators poderosos. Trifluoruro de cloro es particularmente notable-fácilmente fluoración de amianto y óxidos refractarios, y puede ser incluso más reactivo que el pentafluoruro de cloro. Se utiliza industrialmente, ClF ₃ requiere precauciones especiales similares a los de gas flúor debido a su corrosividad y los peligros para los seres humanos.

Superácidos

Varios ácidos inorgánicos importantes contienen flúor. Por lo general son muy fuertes debido a la alta electronegatividad del flúor. Uno de tales ácido, ácido fluoroantimónico (HSbF ₆ ), es el ácido más fuerte carga neutra conocida. La dispersión de la carga en el anión afecta la acidez del protón solvatado (en forma de H ₂ F ⁺ ): El compuesto tiene un muy bajo pK _la de -28 y es 10 mil billones (10 ¹⁶ ) veces más fuerte que el ácido sulfúrico puro. Ácido fluoroantimónico es tan fuerte que protona compuestos de otro modo inertes como los hidrocarburos. Químico húngaro-estadounidense George Olah recibió el Premio Nobel 1994 de Química por la investigación de este tipo de reacciones.

Compuestos de gases nobles

Los gases nobles son por lo general no reactiva, ya que se han llenado completamente capas electrónicas, que son extremadamente estables. Hasta la década de 1960, se conoce ningún enlace químico con un gas noble. En 1962, Neil Bartlett utiliza contiene flúor platino hexafluoruro de reaccionar con xenón. Llamó el compuesto se preparó hexafluoroplatinato de xenón, pero desde entonces el producto se ha revelado como mezcla de diferentes sustancias químicas. Bartlett probablemente sintetizó una mezcla de monofluoroxenyl (II) pentafluoroplatinate, [XeF] ⁺ [PtF ₅ ] ^- , monofluoroxenyl (II) undecafluorodiplatinate, [XeF] ⁺ [Pt ₂ F ₁₁ ] ^- , y trifluorodixenyl (II) hexafluoroplatinate, [Xe ₂ F ₃ ] ⁺ [PtF ₆ ] ^- . Fluoración de Bartlett de xenón ha sido llamado uno de los diez experimentos más bellos de la historia de la química. Más tarde, en 1962, se informó de xenón para reaccionar directamente con flúor para formar el di- y tetrafluorides. Desde entonces, los químicos han hecho grandes esfuerzos para formar otros fluoruros de gases nobles.

Cristales tetrafluoruro de xenón

Después de haber iniciado la clase noble compuestos gases de flúor, el xenón es también el gas noble tener los dichos compuestos más conocidos. Sus compuestos binarios incluyen difluoruro de xenón, tetrafluoruro de xenón, y hexafluoruro de xenón, así como sus derivados. Xenon forma varios oxifluoruros, tales como oxydifluoride xenón, XeOF ₂ , por reacción de tetrafluoruro de xenón con agua. Su vecino superior, criptón, es el único otro para formar un compuesto bien establecida: difluoruro de kriptón. Krypton tetrafluoruro se informó en 1963, pero se demostró posteriormente ser una identificación errónea; el compuesto parece ser muy difícil de sintetizar ahora (aunque incluso el hexafluoruro puede existir).

En fuerte de acuerdo con las tendencias periódicas, el radón es notablemente más reactivo a los oxidantes, incluyendo flúor. Se ha demostrado a reaccionar fácilmente con flúor para formar un compuesto sólido, que se cree generalmente que difluoruro de radón. La composición exacta es incierto como el compuesto es propensa a la descomposición. Los cálculos indican que difluoride radón puede ser iónica, a diferencia de todos los demás gases nobles fluoruros binarios.

Los gases nobles más ligeros (de helio a través de argón) no forman fluoruros binarios estables. Argon formas sin fluoruro binario, pero reacciona en condiciones extremas con fluoruro de hidrógeno para formar fluorohydride argón; es el único compuesto de argón "estable". Helio y neón no forman compuestos químicos estables en absoluto. Helio forma fluorohydride helio; se ha demostrado a ser inestables en fase gas, pero hay condiciones específicas para las que pueden ser estables. Neón, el elemento menos reactivo, no se espera ahora para formar un compuesto estable capaz de síntesis.

Ununoctium , el último actualmente conocido grupo 18 elemento , se prevé para formar difluoruro ununoctium, UuoF ₂ , y tetrafluoruro de ununoctium, UuoF ₄ , que es probable que tenga la geometría molecular tetraédrica. Sin embargo, sólo unos pocos átomos de ununoctium han sintetizado, y sus propiedades químicas no han sido examinados.

Estados de oxidación más altos: el flúor versus oxígeno

Más alto de fluoruro y óxido de rutenio

Para grupos 1-5, 10, 13-16, los estados de oxidación más altos de óxidos y fluoruros son siempre iguales. Las diferencias sólo se ven en cromo, los grupos 7-9, cobre, mercurio, y los gases nobles. fluoración permite a los elementos para lograr estados relativamente bajos de oxidación que son, sin embargo, difícil de lograr. Por ejemplo, no hay óxido binario es conocido por el criptón, pero difluoruro de kriptón es bien estudiado. Al mismo tiempo, los estados muy altos de oxidación son conocidos por única especie a base de oxígeno. Para los óxidos volátiles mencionados anteriormente, no hay correspondientes octafluorides hepta- o. (Por ejemplo, es octafluoride rutenio poco probable que se alguna vez sintetizado, mientras que el tetróxido de rutenio incluso ha descubierto un uso industrial.) El principal problema que impide la formación de flúor los más altos estados en hepta- covalente y octafluorides es que es difícil de fijar tal gran número de ligandos alrededor de un único átomo; el número de ligandos se redujo a la mitad en óxidos análogos. Sin embargo, los aniones octafluoride, tales como la octafluoroiodate ( IF - 8 ), octafluorozirconate ( ZRF 4- 8 ), y octafluoroxenate ( XeF 2- 8 ) aniones son bien conocidos. Los estados de oxidación más altos pueden ser poco común en la vida diaria, o incluso el uso industrial. Por ejemplo, la síntesis de tetrafluoruro de mercurio, el primero compuesto para lograr un estado de oxidación por encima de 2 para un elemento del grupo 12, rompiendo el 5d-shell lleno, mostrando de nuevo la importancia de los efectos relativistas sobre los elementos pesados, y alimentando el debate sobre si el mercurio , el cadmio , y zinc son metales de transición, se produjo a temperaturas criogénicas y el compuesto se descompone a las temperaturas de nitrógeno sólido. Más aún inestable, la única especie de cobalto (V), la cancha de tiro + 4 catión, sólo se ha observado en fase gaseosa (sin interacciones con otros átomos, por lo tanto no se muestra estabilidad en cualquier entorno químico). La razón por qué existen tales especies inestables es complicada, sin embargo, se puede resumir como sigue en el ejemplo de la hipótesis de NF 5 molécula: Según los cálculos modernos, cinco átomos de flúor y al menos un átomos de nitrógeno teóricamente pueden organizar ellos mismos en diferentes formas, tales como NF 3 y F 2 , NF • 4 y F • , NF 5 , etc. El NF 3 + F 2 sistema es de la energía más pequeña (más estable). Sin embargo, si un NF 5 se sintetizó la molécula, tendría que pasar por un estado transitorio de alta energía, de la que podría decaer en dos moléculas. Pero desde que el estado de transición es más alta en energía que la molécula hexatómico, tendría que ser añadido a alcanzar el estado de transición y permitir así la decadencia de la diferencia de energía. Esta energía se llama barrera de activación de la reacción. (El segundo modo de desintegración tiene una posición analógico.) Por lo tanto, si se añade poca energía (bajas temperaturas), entonces podría existir el compuesto; sin embargo, la síntesis es un problema grave (todavía no resuelto). Orgánico El carbono-flúor enlace químico de los compuestos organofluorados es el vínculo más fuerte en química orgánica. Junto con la baja polarizabilidad de las moléculas, éstos son los factores más importantes que contribuyen a la gran estabilidad de los organofluorines. El enlace carbono-flúor de las moléculas más pequeñas se forma en tres formas principales: el flúor reemplaza un halógeno o hidrógeno, o se suma a través de un enlace múltiple. La reacción directa de hidrocarburos con gas flúor puede ser peligrosamente reactiva, por lo que puede necesitar la temperatura que bajar hasta -150 ° C (-240 ° F). "portadores de flúor en forma sólida", compuestos que pueden liberar flúor tras el calentamiento, en particular cobalto trifluoruro, se pueden utilizar en lugar, o fluoruro de hidrógeno. Después de la reacción, el tamaño molecular no se cambia significativamente, ya que los elementos tienen muy similar van der Waals radios. La fluoración directa se vuelve aún menos importante cuando se trata de compuestos organohalogenados o reacciones compuestos insaturados, o cuando se desea un prefluorocarbon (entonces electrólisis a base de HF se utiliza típicamente). En contraste, los fluoropolímeros se forman por polimerización de radicales libres; otras técnicas utilizadas para los polímeros de hidrocarburos no funcionan de esa manera con flúor. La gama de compuestos organofluorados es diversa, lo que refleja la complejidad inherente de la química orgánica . Un gran número de pequeñas moléculas existe con cantidades variables de sustitución de flúor, así como muchos polímeros investigación en áreas particulares es impulsada por el valor comercial de las aplicaciones. Algunos fluorocarbonos importantes Perfluorodecalin (el trans isómero se muestra), un perfluorocarbono que es un líquido a temperatura ambiente. Se hierve a una temperatura más baja que su análogo de hidrocarburos, decalina.