Rebajas de verano : ¡ -30% de descuento en todo el sitio ! |
El flúor figura en la tabla periódica llamada tabla de Mendeléiev y tiene el número atómico 9. Su símbolo es F. El fluoruro de sodio es el primer elemento de la familia de los halógenos. Está compuesto por un cuerpo simple llamado diflúor que está constituido por moléculas F2. Este oligoelemento posee isótopos cuyo más estable es el 19F (flúor 19) y el menos estable es el radioisótopo 18F. Este último se transmuta en oxígeno 18 después de 2 h por desintegración β+ o por captura electrónica.
El flúor se presenta en forma de gas diatómico de color amarillo verdoso cuyo olor irrita la nariz. El flúor posee una fuerte electronegatividad con un valor de 3.98, lo que lo convierte en un elemento químico muy reactivo. Es el 13º elemento que se encuentra en abundancia en la corteza terrestre. Los compuestos fluorados pueden ser sintetizados por ciertas plantas y bacterias. Sin embargo, este elemento químico no juega ningún papel metabólico en los mamíferos.
El diflúor se vuelve líquido bajo un punto de difusión de -219 °C y un punto de ebullición de -188 °C. Su densidad es de 1.500 kg/m3. Se trata de un gas tóxico que puede oxidar todas las sustancias que pueden arder en el aire, y esto, a gran velocidad. El agua, la arena y el vidrio están sujetos a una reacción química cuando se exponen a una atmósfera de flúor. También puede causar graves quemaduras al contacto con la piel, las mucosas y los huesos.
El flúor (del latín fluor que significa flujo o corriente) se menciona por primera vez bajo el nombre de Flußspat por Basilio Valentín en el siglo XVI. Más tarde, en 1530, es descrito en forma de fluorina por Georgius Agricola, siendo la fluorina una sustancia utilizada para optimizar la fusión de minerales o metales.
Aunque Georgius Agricola fue quien describió la existencia del flúor en 1530, fue Henri Moissan quien lo aisló en 1886. Es el primer receptor francés que recibió el premio Nobel de química en 1906. La experiencia realizada en 1886 que consistía en aislar el flúor le valió esta entrega de premio. En cuanto a sus componentes, como el ácido fluorhídrico, ha sido utilizado desde 1725 por un vidriero inglés Matthäus. Heinrich Schwanhard también lo usó para grabar vidrio. George Weygand explica su proceso de formación según estos usos sobre el vidrio.
Andreas Marggraf describe una primera observación de esta reacción química en 1768. Carl Scheele se inspiró en los resultados de las investigaciones de su colega para analizar la naturaleza química del flúor y sus reacciones con los ácidos. El ácido sulfúrico mezclado con la fluorina, luego calentado lentamente, ataca el vidrio debido a los humos obtenidos. A partir de esta mezcla, se extraen residuos sólidos de cal del agua. En cuanto a los humos, cuando se combinan con agua, forman una masa blanca que es la sílice. La cal combinada con la sílice permite obtener una solución con una reacción ácida que Scheele llamará ácido fluorhídrico (HF). Tras estos experimentos, Scheele pudo demostrar cómo identificar este ácido. En 1822, Jacob Berzelius probó que se puede encontrar flúor en el agua.
El hecho de que el flúor fuera realmente un ácido fue cuestionado por algunos investigadores. El ácido clorhídrico fue identificado como un compuesto de hidrógeno y un nuevo elemento, el cloro. Los investigadores concluyeron así que el ácido fluorhídrico está compuesto de hidrógeno y otro elemento cercano al cloro. Decidieron llamar a este elemento aún desconocido flúor, luego phtor (una palabra griega φθερ -/φθορ, que significa destrucción), porque sus compuestos tienen propiedades destructivas. El término phtor es aceptado solamente en griego, ruso y en otros idiomas bajo la influencia del ruso.
El flúor es un elemento que no pudo ser aislado durante varios años, ya que en cuanto se separa, ataca inmediatamente los restos de su compuesto. Numerosos investigadores intentaron aislar el flúor para estudiarlo.
Thénard y Gay-Lussac fueron los primeros en intentar el aislamiento de este elemento. Habían preparado soluciones de ácido fluorhídrico y constataron que causaban intoxicación, incluso la muerte: olor fuerte en el aire, disolución del vidrio, graves quemaduras en la piel, etc.
Más tarde, Antoine Lavoisier también experimentó con el ácido fluorhídrico asociando el agua y la solución de fluoruro de hidrógeno (HF). El peligro causado por el hecho de aislar el flúor permanece inherente a esta sustancia y acaba de forma trágica.
Humphry Davy quiso demostrar que no hay oxígeno en el ácido fluorhídrico. Para hacerlo, neutralizó el ácido con amoníaco puro. Resultado, la solución obtenida no contenía agua, y por lo tanto, no contenía oxígeno. Continuó su experimento con la electrólisis y fue un fracaso. Posteriormente mezcló cloro con fluoruros, sin éxito tampoco. Su conclusión fue que el flúor poseía una actividad química más importante en comparación con otros elementos.
Aimé, en 1833, asocia el fluoruro de plata (AgF) al cloro en un recipiente de vidrio, pero el resultado fue tan insatisfactorio como el de Davy. Los hermanos Knox habían reintentado este ensayo, pero en un aparato y con fluoruro de calcio (CaF2). Por su parte, Louyet, en 1848, había retomado los mismos experimentos, pero reemplaza el fluoruro de plata con fluoruro de mercurio. Conclusión: ninguno de estos experimentos pudo aislar el flúor. Sin embargo, Edmond Frémy pudo demostrar que la acción del cloro sobre el flúor no lo aísla y que existen varios fluoruros.
Georges Core, en 1869, logró producir una pequeña cantidad de flúor mediante la electrólisis. Desafortunadamente, el flúor gaseoso y el hidrógeno gaseoso se formaron en los dos electrodos y los dos combinados pueden producir una explosión. Incluso sin estar completamente aislado, el flúor fue colocado en la clasificación periódica de Mendeléiev en 1869.
Henri Moissan fue el primer químico que logró aislar el flúor. Para ello, hubo que esperar hasta el 26 de junio de 1886 después de muchos intentos infructuosos. Este genio tuvo la idea de hacer conductor el baño electrolítico añadiendo fluoruro ácido de potasio fundido KHF2. En efecto, el fluoruro de hidrógeno puro, por sí solo, tiene una conductividad eléctrica demasiado baja. Su preparación se realizó con la ayuda de un electrolizador de platino cerrado con tapones de fluorina CaF2 que él mismo fabricó. La electrólisis se hace bajo tensión de 50 voltios con la mezcla de fluoruro de potasio y de fluoruro de hidrógeno HF + KHF2. La baja temperatura permite limitar la corrosión. Moissan llevó a cabo su experimento a baja temperatura debido a que el fluoruro de hidrógeno (HF) puede hervir a 19 °C. El cátodo y el ánodo estaban hechos de platino iridiado para resistir mejor al flúor. La salida del montaje había condensado las trazas de fluoruro de hidrógeno gracias a una trampa a baja temperatura, pero también con la ayuda del fluoruro de sodio. Al final del experimento, el 28 de junio de 1886, se constató un desprendimiento gaseoso en el ánodo del electrolizador. Después de la verificación, se trataba de diflúor puro. El flúor acababa de ser aislado, poniendo fin al problema más difícil encontrado por la química inorgánica. Este famoso gas era de color amarillo-verde, parecía muy tóxico y resultó ser un oxidante potente. Sería capaz de inflamar las materias orgánicas a su simple contacto. Se une directamente de forma violenta con la mayoría de los elementos.
Gracias a este descubrimiento que fue reportado a la Academia de Ciencias dos días después de su éxito, Henri Moissan ganó el premio Nobel de química de 1906. De este famoso descubrimiento nació el horno de arco eléctrico. Más tarde, y hasta nuestros días, la sucesión de invenciones ingeniosas e innovadoras han visto la luz gracias al aislamiento del flúor. Es notablemente el caso de:
Moissan había triunfado donde sus compañeros más eminentes habían fracasado: Davy (1813-14), Aimé (1833), Faraday (1834), C.J. y T Knox (1836), Louyet (1846), Frémy (1854), Kammerer (1862) y G. Gore (1870).
El flúor es un elemento muy activo químicamente y el primero de la columna de los halógenos. Su átomo posee nueve electrones, de los cuales dos están en la capa K y siete están en la capa L.
Su configuración electrónica es 1s² 2s² 2p5 escrito [He] 2s² 2p5 para destacar la capa de valencia. El flúor neutro puede tomar un décimo electrón para respetar la regla del octeto (ocho electrones en la capa de valencia). Forma así el ion fluoruro (F -).
El flúor posee 18 isótopos, solo el flúor 19 (19F) es estable. Es por lo tanto un elemento monoisotópico. Los otros isótopos estables del flúor son: el flúor 18 (18F) con una vida media de 1.8293 h, es decir 110 min, y el flúor 20 (20F) con una vida media de 11.163 s. El flúor 18 es inexistente en la Tierra, ya que ningún proceso natural conduce a su formación. El flúor 19 es entonces abundante al 100%, haciendo del flúor un elemento mononucleídico. En cuanto a los isótopos no estables, se transforman en isótopo del neón o en isótopo del oxígeno. Como el isótopo 19F es el único isótopo natural, es posible determinar con precisión su masa molar. Proviene de la nucleosíntesis estelar (ciclo CNO III o 18O + 1p ⟶ 19F + γ.)
El flúor 19 se produce en la Tierra por captura electrónica del neón 19 (19Ne) o también por desintegración beta del oxígeno 19 (19O). La captura electrónica se hace por un electrón capturado por un protón del neón, lo que hace que se transforme en neutrón. La desintegración β− se hace por la conversión de un neutrón del átomo de oxígeno en protón: e− + 19Ne ⟶ 19F + νe ; 19O ⟶ 19F + e− + νe.
El flúor 19 dispone de 19 nucleones, de los cuales 10 neutrones y 9 protones. Su átomo de masa atómica es 18,998 403 2 g/mol. En cuanto a su exceso de masa, este es de −1 487,445 1 ± 8 keV. Con respecto a la energía de enlace nuclear, es de 7 779 ± 0 keV21.
Es posible fabricar otros isótopos por reacciones nucleares. Sin embargo, son inestables y se desintegran rápidamente, en menos de un minuto.
El flúor 16 es el isótopo con una vida media más corta que se desintegra en 11.4 zs (1,14 × 10−20 s) por emisión de un protón. El flúor 17 se desintegra en 64.49 s por captura electrónica. Los otros flúores, a saber flúor 20 (11 s), flúor 21 (4.158 s), flúor 22 (4.23 s), flúor 23 (2.23 s), flúor 24 (0.34 s) y flúor 25 (0.059 s), se desmaterializan por desintegración β−.
El flúor 18 es el radioisótopo más estable fabricado con una vida media de 109.77 min. Se trata de un nucleido que cuenta con 9 protones y 9 neutrones. Tiene una masa atómica de 18,000 937 g/mol. Su exceso de masa es de 873,1 ± 0,5 keV. Su energía de enlace nuclear es de 7 631,638 ± 0,026 keV22.
El científico Georges Salet había identificado algunas líneas del flúor comparando el espectro de emisión del cloruro y el del fluoruro de silicio. Fue mucho antes del aislamiento de este elemento en el siglo XIX. Dedujo que los Fα presentan líneas a 692, 686 y 678 nm cada una. El Fβ presenta una línea a 640 nm y el Fy, a 623 nm.
Más tarde, Moissan retomó los experimentos de Salet utilizando electrodos de platino y, posteriormente, electrodos de oro. Así pudo comparar el espectro de Salet con los espectros proporcionados por ciertos fluoruros. Los electrodos de platino ofrecen varias líneas de una longitud de onda de 744, 740, 734, 714, 704, 691, 687.5, 685.5, 683.5, 677, 640.5, 634 y 623 nm. Los electrodos de oro, por su parte, no pueden alcanzar longitudes de onda de 744 y 740 nm.
El cuerpo simple del flúor puede ser a la vez monoatómico y diatómico (diflúor F2). Se trata de un gas amarillo verdoso cuyo olor pica e irrita. Es tóxico y no combustible, pero es comburente (puede oxidar todo lo que arde en el aire). El agua, el vidrio y la arena también reaccionan en una atmósfera de flúor.
La densidad del flúor fue calculada por Henri Moissan cuando recogió flúor y aire en el frasco de platino. La densidad del flúor obtenido es de 1.264 a 0 °C y 760 mmHg. La densidad teórica ha sido calculada por esta fórmula: densidad del hidrógeno X pesos atómicos del flúor = 1.316.
El diflúor en estado puro es un potente oxidante. Este gas de color amarillo pálido corrosivo es ininflamable, pero puede sin embargo inflamarse en reacción con numerosas sustancias químicas. También provoca una reacción violenta con un gran número de compuestos químicos. Con agua, incluso a baja temperatura, el diflúor forma ozono y ácido fluorhídrico: 3 F2 + 3 H2O → O3 + 6 HF. Asociado al dihidrógeno, incluso a baja temperatura y sin luz, el diflúor reacciona de forma explosiva, y esto, incluso en condiciones extremas (-250 °C, flúor sólido e hidrógeno líquido). Con el vidrio, los metales, el agua y otras sustancias, un chorro de gas diflúor puede quemarlos con una llama luminosa.
El flúor y el silicio (Si) tienen mucha afinidad. Por lo tanto, el diflúor no puede ser ni conservado ni preparado en un contenedor de vidrio, ya que contiene sílice (Si O2).
El diflúor se manipula en el teflón que es un polímero llamado KeIF y en recipientes de níquel. La superficie del contenedor de níquel se pasiva inicialmente por un primer contacto con el diflúor.
Hoy en día, la producción de diflúor se hace de la misma manera que el proceso introducido por Henri Moissan. Se hace mediante un baño electrolítico a base de mezcla KF-2HF fundido a aproximadamente 90 °C – 100 °C. Como el HF anhidro no es conductor, se añade KHF2, lo que permite una conducción iónica. Esto se hace mediante un mecanismo complejo.
Durante esta electrólisis, el ánodo de carbono produce el diflúor según la fórmula: 2 HF2− → F2(g) + 2 HF + 2e−
Es el cátodo de metal el que produce el hidrógeno según la fórmula: 4 HF + 2e− → H2(g) + 2 HF2−
La celda de electrólisis se aplica entre 8 y 10 V. La densidad de corriente es de 12 A dm− 2. El rendimiento de corriente es normal (95 %), mientras que el rendimiento energético global es mínimo (30 %).
Otros procesos de preparación electroquímica del flúor fueron descubiertos por Karl Christe en 1986, quien mostró su método durante el 100º aniversario del descubrimiento de esta preparación. Es un método puramente químico que consiste en mezclar el ácido fluorhídrico anhidro a 150 °C con K2MnF6 y SbF5. La fórmula de esta reacción es: K2MnF6 + 2 SbF5 → 2 KSbF6 + MnF3 + 1/2 F2
Desafortunadamente, este proceso de Christe es anecdótico, por lo tanto industrialmente inexplotable.
El flúor es el elemento más electronegativo y el más reactivo de los halógenos. La mayoría de los otros elementos del grupo halógeno forman compuestos con el flúor. Es el caso de los gases raros como el xenón y el radón que reaccionan directamente con el diflúor.
Los óxidos de flúor se componen de oxígeno (O) y de flúor (F). También pueden formar enlaces con otros halógenos y presentar la fórmula FnXOm (donde X = Cl, I o Br). Son compuestos que se asemejan a los fluoruros de halógenos tanto en su estructura como en su composición química. Su comportamiento es asimilado al de los ácidos o bases de Lewis.
Se pueden encontrar seis fluoruros de oxígeno y de cloro en el flúor, pero solo cinco han sido definidos, especialmente FClIIIO, FClVIIO3, FClVO2, F3ClVO y F3ClVIIO2. El sexto componente en el óxido de flúor es F5ClVIIO.
El FCIO se obtiene con la fórmula: ClF3 + H2O → FClO + 2 HF. Se trata de un compuesto inestable ya que su vida media es de 25 s a temperatura ambiente. Se descompone en CIF y FClO2. El F3ClO, por su parte, es una molécula estable a temperatura ambiente. Es un agente oxidante fiable. Reacciona especialmente con diversas combinaciones a alta temperatura o radiación UV. El F3ClO puede ser hidrolizado en FClO2 y HF y reacciona a menudo como una base de Lewis. Recordemos que la base de Lewis o nucleófilo es un conjunto químico cuyos constituyentes disponen de un doblete, o más de electrones libres en su capa de valencia.
La producción del F3ClO se realiza siguiendo su reacción en presencia de NaF: Cl2O + 2 F2 → F3ClO + ClF
Sin embargo, esta reacción es peligrosa, ya que hay un riesgo de explosividad de Cl2O. Es mejor prepararlo de la misma manera, pero con ClONO2.
El FClO2 es también un oxidante fiable. Puede explotar con SO2, incluso a muy baja temperatura. La fórmula de su producción es: 6 NaClO3 + 4 ClF3 → 6 FClO2 + 6 NaF + 2 Cl2 + 3 O2.
Existen tres fluoruros de oxígeno y bromo posibles: FBrO2, F3BrO y FBrO3. Estas moléculas son menos estables y más reactivas que sus homólogas cloradas.
Con la asociación yodo y flúor, existen dos tipos de combinaciones:
Entre los minerales compuestos de flúor figura la fluorita, que es principalmente un mineral a base de fluoruro de calcio Ca F2. También existen otros minerales fluorados, como la criolita, la villiaumita, la sellaíta, etc.
La fluorina o fluorita es una especie mineral combinada de fluoruro de calcio cuya fórmula es CaF2. También contiene trazas de Ce, Si, Y, Al, Mg, Fe, Eu, O, CI, Sm y compuestos orgánicos. Son las diferentes trazas de iones las que están en el origen de los múltiples colores y de las zonas coloreadas en este mineral. La fluorita viene del nombre latino fluere, que significa fundente (que fluye). Esta especie de mineral posee varios sinónimos:
Mostrando un trazo blanco, la fluorina presenta un brillo vítreo con un aspecto transparente a translúcido. Su color, muy variado, está determinado por las trazas de elementos que contiene.
La criolita, cuya fórmula es Na3AlF6 también escrito 3NaF, AlF3 es un mineral que se encuentra en pegmatitas graníticas. Está compuesta de un doble fluoruro de sodio y de aluminio. Los cristales de criolita son raros y pueden alcanzar 3 cm. Este mineral se utiliza para la producción del aluminio, la creación de cerámicas y en el tratamiento metalúrgico de la bauxita. La criolita fue descubierta en la costa oeste de Groenlandia, en el depósito de Ivigtut. Este fluoruro natural es raro. Por este motivo, para satisfacer sus necesidades, las industrias lo producen artificialmente. La criolita es transparente y brillante, de color blanco, gris, marrón rojizo o marrón-negro. El término criolita significa piedra helada. En Groenlandia, se le llama orsukksiksæt. Los sinónimos de la criolita son “Alúmina fluoratada alcalina” y “Criolita”.
La villiaumita es una forma mineral del fluoruro de sodio con la fórmula NaF. Forma parte del grupo de la halita. También presenta raras impurezas de aluminio al 0.04%. Se trata de un mineral que se presenta en forma de masas granulosas y a veces (raramente) en forma de cristales cúbicos. Está tapizada de cavidades miarolíticas en sienita nefelínica. Es frágil y quebradiza. Pudiendo ser incolora, la villiaumita se declina en diferentes colores: rojo, amarillo, rojo, rojo carmín, marrón, naranja, rosa, lavanda y naranja. Tiene un brillo vítreo y es translúcida y transparente. A menudo se confunde con la fluorita por su forma, su color y algunas de sus características. Las primeras muestras de villiaumita se descubrieron en Guinea, en la isla de Los (isla de Roume). También hay yacimientos en Rusia, en la península de Kola.
La sellaíta es una forma mineral del fluoruro de magnesio cuya fórmula es MgF2. Forma parte de la familia de los haluros. Este mineral se declina en dos colores: blanco o incoloro. Su aspecto es fibroso o laminar y masivo. A menudo está asociada con la fluorina. Tiene un brillo débil y nacarado según los clivajes. Fue descubierta en Francia por el italiano Quintino Sella en 1868. Su yacimiento está situado en el Var, en la mina de Fontsante. Sus variantes son la villiaumita, la fluorita, la creedita y la boleíta.
El flúor también está presente en la composición de minerales como los fosfatos. Encontramos el fluorapatito Ca5(PO4)3F. Es un mineral que se encuentra generalmente en las rocas cristalinas y metamórficas.
También existe la ambligonita que es un fosfato de las pegmatitas que contiene flúor. Los otros minerales fluorados están presentes en dos tipos de rocas:
La asociación flúor/fosfato se encuentra frecuentemente dentro de los yacimientos sedimentarios de fosfato de origen orgánico como los huesos y los dientes, o en forma de fluocolofanita.
El flúor y sus derivados se utilizan en ámbitos variados para múltiples aplicaciones.
El flúor se emplea en terapéutica en ciertos tratamientos como la profilaxis de la caries dental así como los retrasos de calcificación. Este oligoelemento también es considerado como un medicamento de naturaleza orgánica que permite exaltar o disminuir las acciones biológicas.
El grabado sobre vidrio es la utilización más antigua del flúor. Se realiza con ácido fluorhídrico desde el siglo XVII. Este ácido sirve ahora para varias síntesis orgánicas, incluida la alquilación de la gasolina.
El CFC o Clorofluocarburo es un compuesto químico llamado Freón en el medio comercial. Este compuesto del flúor es incoloro, ininflamable, inodoro y no corrosivo en estado líquido o gaseoso. Los CFC no son tóxicos, aunque ciertos productos de descomposición son potencialmente peligrosos. En 1930, se utilizaban como refrigerantes con el amoníaco, y constituían los principales fluidos frigoríficos de la época. En el medio industrial, el Clorofluocarburo se explota en diversos ámbitos:
El CFC fue declarado peligroso para el planeta por los químicos Franck Sherwood y Mario Molina. Demostraron que éste aumentaría las cantidades de cloro y óxido de cloro en la estratosfera. Estos dos cuerpos reaccionan con el ozono para contribuir a la destrucción de este último. De este modo, el efecto invernadero se desequilibra, contribuyendo así al calentamiento global. Con la entrada en vigor del protocolo de Montreal en 1987, se prohíben el empleo, la comercialización y la producción de los CFC.
Este elemento se emplea en la astronomía, especialmente para propulsar los cohetes. El flúor sobre el dihidrógeno provoca la formación de hidrógeno fluorado. Esta reacción libera una gran energía. Esta mezcla diflúor-dihidrógeno aporta un impulso específico a las mezclas dioxígeno-dihidrógeno utilizadas para la propulsión de cohetes. El fluoruro de oxígeno F2O es el más explotado, ya que el flúor líquido es más susceptible a las corrosiones.
El flúor es un elemento esencial en la elaboración de las lentes de aparatos ópticos. Un depósito de películas de fluoruros metálicos, tales como el fluoruro de magnesio, sobre la lente disminuye la intensidad de la luz reflejada sobre este aparato y aumenta la luminosidad.
El flúor provoca impactos consecuentes sobre la salud y sobre el medio ambiente.
El flúor está presente en ínfima cantidad en el agua y las plantas. El ser humano está, por consiguiente, expuesto a este elemento por medio del agua que bebe, de los alimentos que come y del aire que respira. El flúor se encuentra en todo tipo de alimentos, pero en pequeña cantidad. Se encuentra en mayor dosis en el té (1 mg), los pescados y los crustáceos (entre 0.015 y 0.2 mg). Las aguas de bebidas, ya sea en botella o del grifo, aportan lo esencial del flúor. Sus impactos positivos sobre la salud humana son especialmente:
Consumido de manera excesiva, el flúor provoca osteoporosis y caries, y daña los riñones, los nervios, los huesos y los músculos.
Los gases flúor rechazados por los industriales son peligrosos y pueden provocar irritaciones en los ojos y en la nariz a bajas concentraciones. A fuertes concentraciones, estos gases pueden provocar la muerte.
El flúor está naturalmente presente en la corteza terrestre. Se encuentra así en las rocas, la arcilla y el carbón. Se dispersa en el aire en forma de partículas, llevado por el viento. En cuanto a los fluoruros de hidrógeno, están esparcidos en el aire cuando las industrias lanzan los procesos de combustión. Una vez en el aire, el flúor cae sobre el suelo o en el agua. Sin embargo, puede permanecer en el aire durante una duración indeterminada.
Presente en el suelo, el flúor se acumula en las plantas. Estas últimas absorben más o menos el oligoelemento en función del tipo de suelo y de la textura del flúor (cantidad y forma). Las plantas sensibles a las exposiciones de fluoruros, incluso a baja concentración, pueden ser dañadas o encontrar problemas de crecimiento.
En cuanto a los animales, si consumen plantas que contienen flúor, acumulan una cantidad considerable en su organismo. Esto comienza primero en los huesos que se degradan. Luego, pueden sufrir de caries. Una fuerte dosis de flúor en el organismo de un animal puede perturbar el desarrollo de sus garras. Para los mamíferos como los bovinos y los ovinos, esto genera la disminución de la producción lechera.
El flúor está indicado por los médicos en tres casos: la prevención de las caries dentales, el tratamiento de las afecciones ligamentarias y el tratamiento de las osteoporosis.
El esmalte dental necesita un aporte regular de flúor para limitar su desmineralización después de cada comida. El flúor ayuda así a su remineralización. Además, este oligoelemento impide la acción de las bacterias cariogénicas. La Ansm (Agencia Nacional de Seguridad de los Medicamentos) ha reconocido la eficacia carioprotectora máxima del flúor durante una toma regular en la cavidad bucal y en la superficie del esmalte. En el niño normal, el mejor uso es un cepillado bidiario con un dentífrico fluorado adaptado a la edad (de 6 meses a 6 años). Para los pequeños que presentan un riesgo de caries elevado, se prescriben suplementos en flúor (comprimidos, gotas, etc.). La dosis debe ser superior a 0,3 mg.
El flúor es prescrito por los agentes de salud especializados en oligoterapia. Se utiliza para un tratamiento coadyuvante sobre las lesiones traumáticas que han sufrido un arrancamiento ligamentario o una elongación. La dosis indicada es de 0,2 a 0,4 mg al día.
El flúor es un oligoelemento que contribuye a la solidez ósea. Para ello, los medicamentos a base de sales de flúor son prescritos desde los años 80 y 90 a pacientes con osteoporosis. En 2002, la Afssaps (Agencia Francesa de Seguridad Sanitaria de los Productos de Salud), antigua Ansm, decidió suspender la autorización de comercialización de esta solución. La razón es el riesgo de fluorosis ósea a medio plazo. Recomienda la toma de medicamentos más apropiados como el bifosfonato. Según un estudio reciente, el flúor a fuerte dosis provoca efectos deletéreos que inducen la desorganización de la arquitectura ósea y su fragilización. Los médicos aconsejan privilegiar el flúor a una dosis nutricional y no superar el límite de seguridad de 4 mg al día para un adulto.
a partir de 49€
Hecho en España
Disponible, 7 días a la semana
Dentro de 14 días, satisfecho o reembolsado
PayPal, tarjeta de crédito, Visa, Mastercard, transferencia bancaria
4x sin intereses desde 30€ de compra con PayPal