Elemento chimico di numero atomico 9, simbolo F, peso atomico 18,9984; è il primo elemento del VII gruppo, sottogruppo A del sistema periodico, cioè il primo degli alogeni. Presenta un solo isotopo stabile, l'isotopo 19F, che ha massa nuclidica 18,9984046. Già Davy nel 1810 ne aveva supposto l'esistenza, ma solo nel 1886 fu isolato dal Moissan per elettrolisi a bassa temperatura dell'acido fluoridrico anidro in miscela con fluoruro potassico.
Il fluoro è un gas giallo pallido a temperatura ambiente e si liquefà solo a bassissima temperatura (−188 °C a pressione normale). Il suo stato naturale è caratterizzato dall'estrema reattività: non si trova mai allo stato libero in natura a causa della sua fortissima tendenza a formare legami. Il fluoro è l'elemento più elettronegativo e uno dei più reattivi, capace di reagire direttamente o indirettamente con praticamente tutti gli elementi, eccetto elio, neon e argon.
Reattività e comportamento: come alogeno, il fluoro forma rapidamente legami con altri elementi, inclusi metalli, non metalli e gas nobili in condizioni particolari. È uno dei più forti agenti ossidanti conosciuti. La sua reattività è tale che i suoi composti sono numerosi e vari, alcuni altamente reattivi, altri eccezionalmente stabili.
Stato naturale e fonti: il fluoro non si trova libero in natura; il minerale più importante è la fluorite (fluoruro di calcio, CaF2), seguito da criolita (fluoruro di sodio e di alluminio, Na3AlF6), apatite, fluellite e altri fluoruri. La fluorite prende il nome dal latino fluor, che significa scorrere, rifacendosi al ruolo di fluidificante di scorie in metallurgia e vetro.
Allo stesso tempo, la storia della scoperta è segnata da difficoltà estreme: l'isolamento del fluoro ha richiesto tecniche specifiche e condizioni controllate, guadagnando al suo scopritore Moissan il premio Nobel per la chimica nel 1906.
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La produzione industriale del fluoro si basa sull’elettrolisi dell’acido fluoridrico (HF) anidro reso conduttore dalla presenza di fluoruro potassico. Le celle utilizzate operano spesso tra 100 e 120 °C, con elettrodi di ferro (catodo) e di carbonio (anodo) e contenitori in acciaio al carbonio.
Usi principali: i fluoruri sono ampiamente impiegati in industrie come alluminio, vetro e ceramica. Il fluoro è anche usato nell’incisione al plasma nei semiconduttori, negli schermi piatti e nella produzione di memorie elub. Il PTFE (politetrafluoroetilene), noto come Teflon, è uno dei fluoropolimeri più famosi, ottenuto dall’inasprimento di legami tra atomi di carbonio e fluoruro.
In campo chimico, l’elevata elettronegatività e la piccola dimensione atomica del fluoro lo rendono incredibilmente reattivo: reagisce con la maggior parte degli elementi e può formare sia fluoruri metallici che idrofluorocarburi. L’uso di fluoruri si estende anche a dentifrici e talvolta all’acqua potabile per la prevenzione della carie dentale.
Tra i composti più noti, l’acido fluoridrico (HF) è particolarmente pericoloso: è corrosivo, volatile e non può essere conservato in contenitori di vetro, poiché li corrode. Nonostante ciò, HF presenta proprietà che ricordano l’acqua relativamente al legame idrogeno. Il fluoro forma poi composti estremamente forti, come il trifluoruro di cloro (ClF3), capace di incendiare materiali come sabbia, amianto e cemento.
Un’altra direzione di grande rilievo è la formazione di fluoruri come fluoruri di idrogeno, di metalli e di composti organici, che includono fluorocarburi e idrofluorocarburi utilizzati come gas refrigeranti, sostituendo in parte i vecchi CFC. I fluoruri responsabili di applicazioni industriali comprendono fluoruri allotropici e organici, nonché polimeri come il PTFE.
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Il fluoro presenta un singolo isotopo stabile, 19F (fluoro 19). La presenza di un solo isotopo stabile è una caratteristica distintiva tra gli elementi monoisotopici come berillio e fluoro. Esistono isotopi radioattivi (es. 18F) impiegati in medicina nucleare per la PET, con emivita di circa due ore, utile per traciare tessuti bersaglio, decadendo in 18O.
Fluorosi e tossicità: una fluorosi acuta è una gastroenterite emorragica accompagnata da convulsioni e potenziale danno mortale; la fluorosi cronica manifesta alterazioni dentarie (decalcificazione di dentina e smalto), bronchiti, gastroenteriti croniche, degenerazione di fegato e reni, nonché alterazioni scheletriche. L’esposizione professionale è comune negli operai dell’alluminio, vetro, ceramica e altre industrie correlate.
Impatto ambientale: i fluoruri possono essere rilasciati nell’aria e finire su terreno o acqua. Nell’atmosfera si registra una presenza di fluoruri e composti correlati, che possono accumularsi nel suolo e nelle piante, con potenziali effetti sull’ecosistema e sulla salute umana. L’Organizzazione Mondiale della Sanità fornisce linee guida sui livelli sicuri di fluoro nell’acqua potabile.
La storia della fluorizzazione dell’acqua risale agli studi sull’osservazione della salute dentale in aree con fluoro naturale: Frederick McKay e Norman Ainsworth hanno collegato il fluoro alla riduzione delle macchie dentali e alla prevenzione della carie, portando a programmi di fluorizzazione. Il nome deriva da fluorite e dal latino fluor, che significa scorrere.
In letteratura e divulgazione, il fluoro è talvolta descritto con toni estremi per enfatizzare la sua forte reattività: è l’elemento più elettronegativo e uno dei più reattivi, capace di reagire anche con gas nobili in determinate condizioni.
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Stato fisico: gas giallo pallido a temperatura ambiente, liquefazione a −188 °C; punto di ebollizione molto basso. Rovesciando il discorso, il fluoro è fondamentale per la produzione di materiali avanzati come semiconduttori, rivestimenti antiadesivi e polimeri. In natura si trova principalmente in fluoruri e non mai libero.
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