Flúor (F)

O flúor é o elemento químico de número atômico 9, ocupando a primeira posição do grupo 17 da tabela periódica, também conhecido como grupo dos halogênios. O flúor é um gás amarelo-pálido de elevada toxicidade. Uma de suas principais características é a alta eletronegatividade, tornando-o um elemento muito reativo. O principal uso do flúor e de seus compostos é na Odontologia, sendo essencial para a saúde dos dentes.

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Resumo sobre o flúor

• O flúor é o elemento químico de número atômico 9.

• O flúor está localizado no grupo 17 da tabela periódica, conhecido como grupos dos halogênios.

• O flúor é um gás amarelo-pálido, muito tóxico.

• O flúor é o elemento mais eletronegativo da tabela periódica, justificando sua elevada reatividade.

• Em contato com matéria orgânica, o flúor reage violentamente.

• Os minerais fluorita e criolita são as principais fontes naturais de flúor.

• O flúor compõe polímeros como o Teflon e gases refrigerantes, como o freon-12.

• O principal uso desse elemento é na Odontologia, porque o flúor é um elemento fundamental de fortalecimentos dos dentes.

Propriedades do flúor

• Símbolo: F.

• Número atômico: 9.

• Massa atômica: 18,9 u.

• Configuração eletrônica: [He] 2s² 2p⁵.

• Estado físico: gás (a 20 °C).

• Ponto de fusão: -219,7 °C.

• Ponto de ebulição: -188,1°C.

• Densidade: 0,00155 g/cm³.

• Eletronegatividade: 3,98 (escala de Pauling).

• Série química: elementos representativos.

• Localização na tabela periódica: grupo 17, período 2, bloco p.

• Isótopos estáveis: ¹⁹F (100%).

Características do flúor

O flúor é um elemento químico de número atômico 9, pertencente ao grupo 17 da tabela periódica, sendo o primeiro elemento da família dos halogênios. O flúor é o 13º elemento mais comum na crosta terrestre, ocorrendo de forma natural sob a forma de um único isótopo, o flúor-19.

Extremamente reativo e tóxico, o flúor é um gás amarelo pálido. Quando resfriado a temperaturas muito baixas, torna-se líquido com coloração amarelo-canário.

Dentre todos os elementos da tabela periódica, o flúor é o elemento de maior reatividade, atacando rapidamente todos os metais.

O flúor é o elemento mais eletronegativo existente, com índice de 3,98 (de acordo com a escala de Pauling). Essa propriedade periódica se refere à tendência de um elemento de atrair elétrons para si. Assim, a alta reatividade do flúor se explica pela sua extrema habilidade de atrair elétrons em associação com seu pequeno raio atômico, tornando-o uma substância altamente oxidante.

A molécula diatômica de flúor (F₂) se combina quimicamente com todos os demais elementos, exceto o hélio e o neônio, formando fluoretos.

Com matéria orgânica, como madeira, tecido e borracha, o flúor reage de forma violenta.

Onde o flúor é encontrado?

O flúor não é encontrado na forma pura na natureza, em razão de sua reatividade, mas ocorre na forma de minerais, sendo os mais comuns a fluorita (CaF₂), também conhecida como fluorespato, e a criolita (Na₃AlF₆).

Esse elemento também pode ser encontrado em menor quantidade em muitos outros minerais, destacando-se a fluoroapatita (Ca₅[PO₄]₃[F,Cl]) e o topázio (Al₂SiO₄[F,OH]₂).

As maiores ocorrências de fluorita são encontradas no Estados Unidos, em Illinois e Kentucky, na Alemanha, França e Rússia. A fonte mais conhecida da criolita está localizada na Groenlândia. De um modo mais geral, México e China são os países que possuem as maiores reservas de minerais contendo flúor.

Como o flúor compõe os ossos e os dentes dos animais, também é encontrado de forma natural nos organismos dos animais.

Obtenção do flúor

A obtenção comercial do flúor ocorre principalmente por meio da fluorita, obtendo-se o ácido fluorídrico (HF). A fluorita em pó é destilada com ácido sulfúrico concentrado em um equipamento de chumbo ou de ferro fundido. Nesse processo, forma-se o sulfato de cálcio (CaSO₄), que pode ser separado do HF por ser insolúvel.

O HF deve ser obtido com o mínimo de umidade possível, por isso é submetido a processos de purificação e secagem empregando destilação fracionada.

O elemento na sua forma elementar pode ser obtido por métodos de eletrólise na completa ausência de água. Para isso, realiza-se a fusão do fluoreto de potássio-fluoreto de hidrogênio em determinadas proporções e temperaturas, transportando o flúor formado para cilindros de aço inoxidável sob pressão e altamente livres de umidade e matéria orgânica.

Para que serve o flúor?

Em razão da alta reatividade do elemento puro, normalmente os usos do flúor se dão por meio de seus compostos.

A principal aplicação dos compostos de flúor é na Odontologia, pois é fundamental em tratamentos e manutenção dos dentes.

Os polímeros resistentes a altas temperaturas normalmente possuem flúor em sua formulação, como o Teflon, que possui nome químico politetrafluoretileno (PTFE), que é o material antiaderente empregado em frigideiras.

O material plástico que reveste cabos elétricos e a base de tecidos impermeáveis também possuem flúor em sua composição. Diferentes solventes usados na indústria e pesquisa científica contêm flúor na formulação.

O ácido fluorídrico (HF) é usado na fabricação de muitas substâncias comerciais. Um importante exemplo é o preparo da solução de fluoreto de sódio e alumínio, que é o eletrólito usado na fundição do alumínio metálico. O HF também é muito usado para a limpeza de peças de metal de grande porte na indústria e na gravação e polimento de vidros e lâmpadas.

O hexafluoreto de urânio (UF₆) é um composto químico estável empregado no enriquecimento de urânio em usinas nucleares para a produção de energia. Também pode ser empregado para a construção de armas nucleares.

Diferentes fluoretos (compostos formados pelo ânion F^- e outro cátion) são empregados em soldagens. O composto hexafluoreto de enxofre (SF₆) é um gás estável usado como isolante elétrico.

Os fréons são compostos orgânicos contendo cloro e flúor utilizados como lubrificantes, plásticos, líquidos de refrigeração e inseticidas. Dentre os fréons mais conhecidos, destaca-se o freon-12 (CCl₃F₂), muito usado no sistema de refrigeração de ares-condicionados, e o CCl₃F, composto usado como inseticida.

Alguns desses fréons são conhecidos como os polêmicos gases CFCs (clorofluorcarbonos), que foram banidos mundialmente na década de 90 em razão da sua capacidade de destruição da camada de ozônio. Essas substâncias eram empregadas em propulsores de aerossóis, gases refrigerantes (utilizados em refrigeradores) e na produção de poliestireno expandido e eram ricos em flúor.

A produção mundial de flúor foi significativamente aumentada durante a Segunda Guerra Mundial, em razão da sua participação nos procedimentos de extração de material radioativo.

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Flúor na Odontologia

O elemento flúor é um íon essencial para animais, responsável pelo desenvolvimento de dentes e ossos. Por isso, no Brasil, a partir de 1953, iniciou-se a prática de fluoretação das águas de abastecimento público, obtendo-se um índice de redução de cerca de 65% na incidência de cáries na população. É também por esse motivo que o flúor é adicionado aos cremes dentais.

Os compostos de flúor favorecem a precipitação de fluorapatita (Ca₅(PO₄)₃F sobre a estrutura do dente, processo conhecido como mineralização. Esse mineral é insolúvel em água e substitui os compostos solúveis que formavam os dentes e que foram perdidos no processo de desmineralização, causado naturalmente pelo ataque de bactérias e devido à acidez da saliva.

Em baixas concentrações, o flúor também possui atividade antimicrobiana, impedindo o metabolismo das bactérias.

Precauções com o flúor

Tanto o elemento flúor como o ácido fluorídrico devem ser manuseados com extremo cuidado em razão da alta reatividade, podendo causar queimadura na pele, olhos e mucosas.

O flúor e os fluoretos são altamente tóxicos e geralmente se apresentam sob a forma de gases. Dependendo da concentração e do tempo de exposição, a inalação pode levar à morte. Os gases derivados de flúor são identificados pelo odor desagradável, mesmo em baixas concentrações.

O flúor encontra intenso uso na Odontologia, contudo sua administração deve ser cuidadosa, pois em teores acima de 3 ppm pode ocasionar escurecimento dos dentes.

A água potável pode ser fluoretada em muitos municípios do Brasil, no entanto concentração de flúor superior a 50 ppm pode ocasionar quadros de intoxicação.

O contato com o NaF em quantidade considerável pode causar enjoo, vômitos, dores abdominais e diarreia.

Essas substâncias, por reagirem com o vidro, não podem ser armazenadas em recipientes desse material.

História do flúor

Acredita-se que os primeiros indícios do flúor tenham sido registrados em meados de 1529 pelo mineralogista alemão Georgius Agricola, em seu estudo sobre o mineral hoje conhecido como fluorita.

Mais tarde, em 1771, o químico sueco Carl Wilhelm Scheele conseguiu obter o ácido fluorídrico com impurezas pelo aquecimento do mineral fluorespato com ácido sulfúrico concentrado, em um equipamento conhecido como retorta de vidro. Esse equipamento acabou sendo profundamente corroído, descobrindo-se assim o poder corrosivo do HF sobre os vidros.

Em razão da dificuldade de manipulação do gás e de sua alta toxicidade, os conhecimentos químicos sobre o flúor demoraram a se desenvolver.

Vários cientistas renomados do passado trabalharam para isolar o elemento flúor, mas sem sucesso. No entanto, muitos deles sofreram as consequências da toxicidade com o flúor e seus compostos derivados, até mesmo morrendo precocemente.

Apenas em 1886, o químico francês Henri Moissan obteve esse elemento pela eletrólise de uma solução resfriada de fluoreto de potássio (KHF₂) em fluoreto de hidrogênio. Em 1906, ele foi agraciado com o Prêmio Nobel pelo isolamento do flúor.

Curiosidades sobre o flúor

• A presença de fluoreto (íon F^-) em quantidade inferior a 3 ppm na água potável é capaz de reduzir a incidência de cáries na população. Acima dessa concentração, pode ocasionar danos ao esmalte dentário.

• O organismo humano possui, em média, 3 mg de flúor.

• As maiores descobertas e manipulação do flúor se consolidaram durante a Segunda Guerra Mundial, em meados de 1945, quando esse elemento passou a ser empregado no tratamento do urânio.

Créditos de imagem

[1] Prof B. G. Mueller / Chemie-Master / Wikimedia Commons (reprodução)

[2] Kelly Nash / Wikimedia Commons (reprodução)