Flúor
El flúor es un elemento químico de símbolo F y número atómico 9. Es el halógeno más ligero y existe como un gas diatómico de color amarillo pálido muy tóxico en condiciones normales. Como elemento más electronegativo, es extremadamente reactivo: casi todos los demás elementos, incluidos algunos gases nobles, forman compuestos con el flúor.
Identidad
- Masa atómica
- 18.998 u
- Categoría
- Halógenos
- Grupo
- 17
- Periodo
- 2
- Bloque
- p
- Estado(s) de oxidación
- −1
- Fase (25 °C)
- Gas
Estructura electrónica
- Configuración
- 1s2 2s2 2p5
- Configuración abreviada
- [He] 2s2 2p5
- Electrones por capa
- 2, 7
- Electronegatividad (Pauling)
- 3.98
- Afinidad electrónica
- 328 kJ/mol
- 1.ª energía de ionización
- 1681 kJ/mol
- Energías de ionización
- 1681 · 3374 · 6050 · 8408 · 11023… kJ/mol
Propiedades físicas
- Punto de fusión
- -219.7 °C (53 K)
- Punto de ebullición
- -188.1 °C (85 K)
- Densidad
- 0.001696 g/cm³
- Calor molar
- —
Comportamiento químico del flúor
El flúor tiene siete electrones de valencia ([He] 2s² 2p⁵) y es el elemento más electronegativo de todos (3,98): a un solo electrón del octeto, lo arrebata a casi cualquier otro átomo. Actúa invariablemente como −1 en enlaces muy polares o iónicos, y oxida incluso al oxígeno (OF₂) y a algunos gases nobles (XeF₂, KrF₂). Su molécula F₂, con un enlace F–F débil (159 kJ/mol), se disocia con facilidad, lo que explica que sea el oxidante más violento que existe.
Reactividad
H₂ + F₂ → 2 HF
Reacciona con el hidrógeno de forma explosiva incluso en la oscuridad y a −250 °C, dando fluoruro de hidrógeno. Es la reacción más rápida de la química: no necesita chispa ni luz para iniciarse.
2 F₂ + O₂ → 2 OF₂
Es el único elemento que oxida al oxígeno en combustión directa, actuando el oxígeno como +2. El producto, difluoruro de oxígeno, es un oxidante aún más agresivo y tóxico.
Xe + F₂ → XeF₂
Con xenón, calentando o con luz, forma el difluoruro de xenón: la prueba de que ni los gases nobles resisten al flúor. Fue el primer compuesto de gas noble, sintetizado en 1962.
SiO₂ + 4 HF → SiF₄ + 2 H₂O
El ácido fluorhídrico ataca al vidrio (dióxido de silicio) formando tetrafluoruro de silicio gaseoso. Por eso se almacena en plástico y se usa para grabar vidrio y circuitos.
Compuestos destacados
| Compuesto | Fórmula | Uso o importancia |
|---|---|---|
| Fluoruro de hidrógeno | HF | Grabado de vidrio, semiconductores y síntesis de criolita |
| Fluoruro de sodio | NaF | Pastas dentífricas y fluoración del agua potable |
| Teflón (PTFE) | (C₂F₄)ₙ | Antiadherente, juntas químicas e implantes médicos |
| Hexafluoruro de uranio | UF₆ | Enriquecimiento de uranio para combustible nuclear |
| Criolita | Na₃AlF₆ | Fundente para obtener aluminio por electrólisis |
Representación de la distribución electrónica por niveles
Ver en el constructor de átomosIsótopos
Todo el flúor natural es flúor-19 (¹⁹F), con diez neutrones: es monoisotópico y además el único isótopo estable. El flúor-18 (¹⁸F), con nueve neutrones y 110 minutos de periodo, es el trazador estrella de la tomografía por emisión de positrones (PET) en oncología y neurología.
Presencia y obtención
Es el halógeno más abundante de la corteza (unas 585 ppm) pero nunca aparece libre por su reactividad extrema. Sus menas son la fluorita (CaF₂), la criolita y la fluorapatita de huesos y dientes. Se obtiene por electrólisis del fluoruro de hidrógeno anhidro con bifluoruro potásico (proceso de Moissan) y como subproducto del ácido fosfórico.
Historia y origen del nombre
Los químicos del XIX persiguieron el flúor durante décadas sufriendo quemaduras y envenenamientos; sus víctimas lo llamaron «el elemento que devora». Henri Moissan lo aisló en 1886 por electrólisis a baja temperatura tras años de intentos, hazaña que le valió el Nobel de 1906. Ampère lo había bautizado fluorine, del latín fluere (fluir), por la fluorita fundente.
Aplicaciones y relevancia del flúor
Usos del elemento
El F₂ puro se usa en la fabricación de UF₆ para enriquecer uranio, en la limpieza por plasma de la industria de semiconductores y en la síntesis de anestésicos y fármacos fluorados. Su manejo exige equipos de níquel o monel pasivados.
Usos de sus compuestos
Los fluoruros protegen los dientes en pastas y aguas; el teflón recubre sartenes y prótesis; la criolita permite fundir aluminio; los gases fluorados refrigeran y aíslan equipos eléctricos; el ¹⁸F hace visibles los tumores en el PET.
Salud, seguridad y medio ambiente
Papel biológico
En trazas fortalece esmalte dental y huesos: el fluoruro convierte la hidroxiapatita en fluorapatita, más resistente a los ácidos. En exceso provoca fluorosis dental y esquelética, con manchas y rigidez ósea.
Seguridad
El F₂ y el HF son corrosivos y tóxicos extremos: el HF atraviesa la piel sin dolor inicial y precipita el calcio de sangre y huesos, pudiendo ser mortal. Su manipulación exige duchas, gluconato cálcico y formación específica.
Medio ambiente
Los CFC destruyeron la capa de ozono (prohibidos por Montreal 1987) y sus sustitutos HFC calientan el clima miles de veces más que el CO₂. Los PFAS («contaminantes eternos» del teflón) persisten en aguas y organismos; la UE prepara su restricción general.
Preguntas frecuentes sobre el Flúor
¿Por qué el flúor es el elemento más reactivo?
Porque combina máxima electronegatividad (3,98) con un átomo diminuto al que le falta un solo electrón para el octeto, y su molécula F₂ tiene un enlace débil que se rompe con facilidad. Todo en él empuja a reaccionar: arrebata electrones incluso al oxígeno y al xenón, e inicia reacciones sin chispa a −250 °C. Es el oxidante definitivo: ningún otro elemento oxida a tantos compañeros. Su reactividad es a la vez su utilidad y su peligro.
¿Cómo se consiguió aislar el flúor si atacaba todo?
Henri Moissan lo logró en 1886 tras años de quemaduras y aparatos corroídos: electrolizó fluoruro de hidrógeno anhidro disuelto en bifluoruro potásico a −23 °C, en celdas de platino que se pasivan. Varios químicos murieron o quedaron ciegos en el intento durante el siglo XIX. El Nobel de 1906 premió su tenacidad: dominar al elemento más indomable exigió enfriarlo, disfrazarlo de sal fundida y encerrarlo en platino.
¿Por qué el teflón no se pega a nada?
Porque su cadena de carbono está blindada por átomos de flúor fuertemente unidos, formando una superficie lisa y sin «ganchos» químicos donde agarrarse. Ni el huevo ni casi ningún disolvente pueden adherirse o disolverlo: resiste 260 °C y a casi todos los ácidos. Descubierto por accidente por Roy Plunkett en 1938, reviste sartenes, prótesis vasculares y juntas de la industria química. Solo se degrada por encima de 350 °C, liberando humos tóxicos.
¿El flúor del agua potable es peligroso?
En las dosis de fluoración (0,7–1,2 mg por litro) la evidencia de décadas muestra menos caries sin daños generales: es una de las medidas de salud pública más estudiadas. El riesgo real es el exceso natural: acuíferos con varios mg por litro causan fluorosis dental y ósea en amplias zonas de India, China y África. La clave, como siempre con el flúor, es la dosis exacta.
¿El flúor de la pasta de dientes es el mismo que quema el vidrio?
El mismo elemento, formas opuestas: en la pasta hay fluoruro de sodio en dosis de partes por millón, que endurece el esmalte sin riesgo; el que graba vidrio es ácido fluorhídrico concentrado, corrosivo extremo. Como el cloro de la sal frente al gas cloro de la guerra: la dosis y la forma lo son todo. Tragar pasta habitualmente no intoxica, pero los dentífricos infantiles llevan menos flúor por precaución.
¿Qué son los PFAS o «contaminantes eternos»?
Son miles de compuestos con enlaces carbono-flúor, casi indestructibles, usados en teflón, impermeables y espumas antiincendios. Su fortaleza es su condena: no se degradan y se acumulan en aguas, suelos, sangre y leche materna de todo el planeta. Se asocian con alteraciones hormonales, colesterol y ciertos cánceres. La UE prepara su prohibición casi total: el mayor veto químico de la historia.
¿Qué ve un médico en un PET con flúor-18?
El metabolismo del tumor: el paciente recibe glucosa marcada con ¹⁸F, que las células cancerosas, voraces de azúcar, acumulan más que las sanas. Al desintegrarse, el ¹⁸F emite positrones que el escáner convierte en un mapa brillante de la enfermedad. Con 110 minutos de periodo, debe fabricarse en un ciclotrón cercano cada mañana. Es la prueba reina para buscar metástasis y comprobar si la quimioterapia funciona.
Principales fuentes consultadas: PubChem, Royal Society of Chemistry, NIST, IUPAC. Última revisión: noviembre de 2026.