El documento describe las propiedades del flúor, incluyendo que es el elemento químico más electronegativo, se encuentra naturalmente en la fluorita, y tiene aplicaciones como dentífricos y en la industria para producir energía nuclear y otros compuestos químicos. El flúor forma enlaces puente de hidrógeno y puede ser peligroso si se consume en altas cantidades.

1. Flúor

2. ÍNDICEIntroducción.El flúor en la naturaleza: la fluorita.Propiedades :Periódicas.Físicas.Químicas.El Flúor y el enlace puente de Hidrógeno.Principales aplicaciones del Flúor:Cerca de ti.A nivel industrial.¿Peligroso?

3. introduccionEl flúor fue descubierto en Francia, en el año 1886 por Henri Moissanfarmacéutico, químico y profesor universitario francés, premio Nobel de Química de 1906.su nombre proviene de la palabra latina “fleure” que significa fluir

4. EL fluor en la naturaleza: la fluoritaCOMPOSICIÓN QUÍMICA: Se encuentra en el mineral fluorita(CaF2) Contiene un 51.3% de Ca y un 48.7% de FPROPIEDADES FÍSICAS:Aparece formando cristales cúbicos,frecuentemente con maclas de compenetración de cubos.Suele ser incoloro,aunque puede ser violeta o anaranjado dependiendo de las impurezas.Fluorescencia:rosacea-violetaDureza:4Densidad:3.180g/cm3

5. Propiedades periódicasPosición en la tabla: 9Grupo: XVIIConfiguración electrónica: [He] 2s2 2p5Radio atómico (Å): -Radio iónico (Å): 1,36 (-1)Radio covalente (Å): 0,72Energía de ionización (kJ/mol):1681Electronegatividad: 4Afinidad electrónica (kJ/mol): 328

6. Propiedades físicasDensidad (g/cm3): 0,001696 (0 ºC)Color: Amarillo-verdosoPunto de fusión (ºC): -220P. de ebullición (ºC): -188Volumen atómico (cm3/mol): 17,1

7. Propiedades químicasEs un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F2. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. se clasifica en el grupo de los halógenos.El flúor es el mas electronegativo,Seguido del Cl y el Br

8. Fluor y enlace puente de hidrogenoEn las moléculas formadas por átomos de hidrógeno unidos a elementos con fuerte afinidad por electrones, los átomos de hidrógeno son atraídos simultáneamente por varios otros átomos y forman puentes de hidrógeno.Este tipo de enlace explica la estructura y el comportamiento de varios hidruros, o combinaciones de hidrógeno con átomos de alta afinidad electrónica, como el flúor (del cual resulta el hidruro de flúor)Debido a esta asociación, tales hidruros poseen puntos de fusión y ebullición más altos que lo esperado.Proceso de formación del enlace puente de hidrógeno

9. Principales aplicaciones: El flúor, cerca de ti-Barnices.-Geles.-Dentífricos.-Colutorios.-Seda Dental Fluorada.-Pasta Profiláctica.-Chicles con Flúor.-Complejos polivitamínicos

10. Principales aplicaciones: a nível industrialEl F2 se comercializa en botellas de presión de 230 g a 2.7 Kg de capacidad. Se transporta en tanques refrigerados con N2El 70-80 % del F2 elemental que se produce al nivel mundial se emplea en la fabricación de UF6, que se utiliza para producir energía nuclear. Para ello se necesita 235U, que es el isótopo radioactivo. Como el uranio presenta varios isótopos, es necesario enriquecer este compuesto en 235UOtras aplicaciones importantes de F2 son la preparación de SF6 que se emplea como dieléctrico y la fabricación de agentes fluorantes más versátiles como el ClF3, BrF3 y IF5.

11. ¿Peligroso?el peligro estriba no en elemento en si, si no en las cantidades que se utilizan, por que si sobrepasamos ciertos límites, su efecto puede ser totalmente negativo.

12. la fluorosis dental se produce con consumos superiores a los 4ppm de flúor y la fluorosis esquelética, mucho más grave y peligrosa, se produce con consumos de 15ppm o superiores de flúor.

13. según la OMS,menos de 1ppm , se puede convertir en perjudicial y dañino si lo ingerimos por encima de ciertos límites.la absorción a través de los dientes es prácticamente nula.