Il fluoro (simbolo F) è un alogeno della tavola periodica, situato nel gruppo 17, il primo membro del gruppo degli alogeni. Elemento chimico di numero atomico 9, simbolo F, peso atomico 18,9984; presenta un solo isotopo stabile, l'isotopo 19F, che ha massa nuclidica 18,9984046. Il fluoro è il più elettronegativo degli elementi, con elettronegatività secondo Pauling pari a 4 (valore spesso indicato come circa 3,98), e mostra una notevole reattività chimica.
A temperatura ambiente si presenta come un gas di colore giallo pallido (giallo-verde pallido), capace di liquefare solo a bassissima temperatura (−188 °C a pressione normale). La densità del gas è circa 1.8·10−3 g·cm−3 a 20 °C. Il punto di fusione è di circa −219,6 °C e il punto di ebollizione è −188 °C. Il fluoro puro è un gas dall’odore pungente, tanto che siamo in grado di percepirne appena 20 parti per miliardo.
, minerale che contiene fluoro)
Il guscio elettronico del fluoro è [He] 2s2 2p5, gli manca un solo elettrone per completare l’ottetto, motivo per cui è estremamente ossidante e alla costante ricerca di un elettrone. L'atomo di fluoro è compatto e difficile da ionizzare: l’energia di prima ionizzazione è di 1680.6 kJ·mol−1, la seconda 3134 kJ·mol−1 e la terza 6050 kJ·mol−1. Il potenziale standard di riduzione è circa +2,87 V (valore caratteristico del forte potere ossidante).
Il fluoro forma rapidamente composti con la maggior parte degli elementi, persino con alcuni gas nobili in condizioni adeguate, come il xeno (es. tetrafluoruro di xeno). È così reattivo che vetro, metallo e persino acqua possono reagire con gas di fluoro. Per la sua reattività il fluoro non si trova libero in natura; si combina, direttamente o indirettamente, con tutti gli elementi (tranne che con elio, neonato e argon in condizioni ordinarie), formando composti, alcuni dei quali sono a loro volta dotati di facile reagibilità, mentre altri sono eccezionalmente inerti e stabili.
La sua fame di elettroni fa sì che, una volta formato il legame, questo elemento non torni volentieri allo stato elementare: i suoi composti finali sono molto stabili e dalle innumerevoli applicazioni, come i fluoropolimeri (ad esempio il politetrafluoroetilene, PTFE, commercialmente noto come Teflon) e vari fluorocarburi e idrofluorocarburi usati come refrigeranti.
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L'acido fluoridrico (HF), composto dell’idrogeno con il fluoro, è una delle poche sostanze a non poter essere conservata in contenitori di vetro, perché ne erode la superficie. Nonostante ciò, HF non è un acido tra i più forti in termini di dissociazione in acqua, mostrando caratteristiche particolari dovute ai legami a idrogeno.
La preparazione del fluoro elementare è basata sull’elettrolisi dell’acido fluoridrico liquido, anidro, reso elettricamente conduttore dalla presenza di fluoruro di potassio (KF). Le celle nelle quali si opera, per lo più a temperature tra 100 e 120 °C, sono d’acciaio al carbonio; gli elettrodi, di ferro (catodo) e di carbonio (anodo). Henri Moissan isolò il fluoro nel 1886 mediante elettrolisi dell'acido fluoridrico anidro in miscela con fluoruro potassico, metodo che rimane alla base della produzione industriale ancora oggi.
Il composto naturale più importante è la fluorite (fluoruro di calcio, CaF2); vengono poi la criolite (fluoruro di sodio e di alluminio, Na3AlF6), l’apatite, la fluellite ecc. Il fluoro è presente principalmente nella crosta terrestre dove può essere trovato in rocce, carbone e argilla. Il fluoro è il tredicesimo elemento più abbondante nella crosta terrestre: circa 950 ppm sono contenute in essa; i terreni possono contenere approssimativamente 330 ppm di fluoro, con forti variazioni locali.
Il fluoro possiede un unico isotopo stabile: 19F. L'isotopo radioattivo 18F è molto usato in medicina nucleare, in particolare come tracciante nella PET (tomografia a emissione di positroni); la sua emivita di circa due ore lo rende adatto al trasporto e all'impiego in radiofarmaci. In campo nucleare il fluoro è impiegato nella produzione di esafluoruro di uranio (UF6) per l'arricchimento dell'uranio: la reazione con il fluoro consente di formare UF6, il quale è volatile e permette la separazione isotopica per differenze di massa tra 235U e 238U.
Il fluoro e i suoi composti trovano applicazioni in molti settori: il fluoro atomico e molecolare sono usati per incisione al plasma nella produzione di semiconduttori, schermi piatti e MEMS; il fluoro è usato nella produzione di plastiche a bassa frizione come il Teflon (PTFE) e di fluoropolimeri in generale; i fluorocloroidrocarburi e i fluorocarburi sono stati ampiamente impiegati nella refrigerazione e nel condizionamento dell'aria (sebbene alcuni, come i CFC, siano stati banditi per il loro danno alla fascia di ozono). I fluoruri sono spesso aggiunti ai dentifrici e, con alcune controversie, alla fornitura di acqua municipale per prevenire la carie dentale.
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Il fluoro è presente naturalmente in molti alimenti e bevande; l’acqua rappresenta la fonte principale, con concentrazioni che variano a seconda dell’area geografica. Nel corpo umano il fluoro si concentra principalmente nelle ossa e nei denti, dove contribuisce alla formazione e al mantenimento della struttura minerale. La parte esterna dei denti è costituita da idrossiapatite, la cui formula chimica è [Ca10(PO4)6(OH)2]. Il fluoro nei dentifrici può sostituire gli ioni idrossido dell’idrossiapatite formando fluorapatite, più resistente agli attacchi acidi, favorendo la remineralizzazione dello smalto e contribuendo così a prevenire la carie.
Il fluoro esercita anche un effetto antibatterico diretto, inibendo enzimi utilizzati dai batteri cariogeni (ad esempio Streptococcus mutans) per metabolizzare gli zuccheri e produrre acidi che demineralizzano lo smalto. I composti comunemente usati nei dentifrici sono il fluoruro di sodio (NaF), il monofluorofosfato di sodio (Na2PO3F) e il fluoruro stannoso (SnF2); quest'ultimo è tra i più efficaci nel ridurre la formazione della placca e nel contrastare la demineralizzazione.
Il fluoro è altamente tossico e corrosivo in forma elementare e i suoi composti possono causare effetti avversi se assunti in eccesso. La fluorosi è l’intossicazione da fluoro: la fluorosi acuta si manifesta come una gastroenterite acuta emorragica con convulsioni e, talora, collasso e morte. La fluorosi cronica si manifesta in genere dopo due o tre anni d’intossicazione, con alterazioni dentarie (decalcificazione della dentina e dello smalto), bronchiti e gastroenteriti croniche, degenerazione del fegato e del rene e alterazioni scheletriche (osteosclerosi, calcificazione dei legamenti articolari ecc.).
Piccole quantità di fluoro sono essenziali per la salute dentale e ossea, ma se il fluoro è assorbito troppo frequentemente o in dosi elevate, può causare danni come la fluorosi dentale, ossa fragili o alterazioni renali e neuromuscolari. Il gas di fluoro liberato in ambienti industriali è molto pericoloso: concentrazioni elevate possono essere letali, mentre concentrazioni basse causano irritazioni di naso e occhi.
La produzione mondiale annuale di minerale di fluorite si aggira intorno alle 4 milioni di tonnellate, con riserve stimate per circa 120 milioni di tonnellate; le principali aree estrattive sono Cina, Messico ed Europa occidentale. I fluoruri sono rilasciati nell'aria dai suoli ventilati e da processi di combustione industriali sotto forma di fluoruri di idrogeno e altre specie; nell'atmosfera possono essere presenti come particelle e scendere su terreno o acqua, depositandosi nei sedimenti o fissandosi alle particelle del suolo. Quando il fluoro è legato a particelle molto piccole, può rimanere nell'aria a lungo.
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Nel suolo il fluoro tende a fissarsi fortemente alle particelle e può accumularsi nelle piante, con effetti variabili a seconda della specie vegetale e delle caratteristiche del terreno. Gli animali che mangiano piante contenenti alte concentrazioni di fluoro possono accumularlo nei loro tessuti, soprattutto nelle ossa, e sviluppare problemi dentali e scheletrici; in casi gravi possono verificarsi riduzione dell'assunzione di cibo, disturbi nello sviluppo e nascite sottopeso.
Il fluoro fu ipotizzato già nel XIX secolo e il suo sale (l'acido di fluorspato) era noto a Scheele verso il 1770. La sua isolazione elementare avvenne solo nel 1886 ad opera di Henri Moissan mediante elettrolisi dell’acido fluoridrico anidro in miscela con fluoruro di potassio; per questa impresa Moissan ricevette il premio Nobel per la chimica nel 1906. La forte reattività del fluoro portò numerosi incidenti e a lungo l’elemento venne visto come una “bestia selvaggia” tra gli elementi.
| Proprietà | Valore |
|---|---|
| Numero atomico | 9 |
| Massa atomica | 18,998403 g·mol−1 |
| Isotopi stabili | 19F (unico stabile) |
| Elettronegatività (Pauling) | 4 (≈3,98) |
| Punto di fusione | −219,6 °C |
| Punto di ebollizione | −188 °C |
| Densità (gas, 20 °C) | 1.8·10−3 g·cm−3 |
| Configurazione elettronica | [He] 2s2 2p5 |
Il fluoro è dunque un elemento dallo spettro di comportamenti estremi: da gas elementare altamente corrosivo e ossidante, a componente essenziale in tracce per la salute dentale e ossea; da reagente chiave in processi industriali avanzati a fonte di composti persistenti e controversi per l'ambiente. Comprendere la sua chimica, le sue applicazioni e i suoi rischi è fondamentale per sfruttarne i benefici minimizzando gli impatti negativi.
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