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Fluor

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OxygèneFluorNéon
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9
F
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
F
Cl
Table complèteTable étendue
Informations générales
Nom, Symbole, Numéro Fluor, F, 9
Série chimique halogène
Groupe, Période, Bloc 17 (VII), 2, p
Masse volumique 1,696 kg/m3
Couleur jaune verdâtre clair
N° CAS
N° EINECS
Propriétés atomiques
Masse atomique 18,998 4 u
Rayon atomique (calc) 50 (42) pm
Rayon de covalence 64 pm[1]
Rayon de van der Waals 135 pm[1]
Configuration électronique [He] 2s2 2p5
Électrons par niveau d'énergie 2, 7
État(s) d'oxydation -1
Oxyde acide fort
Structure cristalline cubique
Propriétés physiques
État ordinaire gaz diamagnétique
Température de fusion -219,6 °C ; 53,53 K
Température d'ébullition -188,1 °C ; 85,03 K
Énergie de fusion 0,255 2 kJ/mol
Énergie de vaporisation 3,269 8 kJ/mol
Température critique  K
Pression critique  Pa
Volume molaire 11,20×10-3 m3/mol
Pression de vapeur
Vitesse du son  ? m/s à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 3,98
Chaleur massique 824 J/(kg·K)
Conductivité électrique S/m
Conductivité thermique 0,027 9 W/(m·K)
1e Énergie d'ionisation 1681,0 kJ/mol
2e Énergie d'ionisation 3374,2 kJ/mol
3e Énergie d'ionisation 6050,4 kJ/mol
4e Énergie d'ionisation 8407,7 kJ/mol
5e Énergie d'ionisation 11 022,7 kJ/mol
6e Énergie d'ionisation 15 164,1 kJ/mol
7e Énergie d'ionisation 17 868 kJ/mol
8e Énergie d'ionisation 92 038,1 kJ/mol
9e Énergie d'ionisation 106 434,3 kJ/mol
10e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation10}}} kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD
MeV
18F {syn.} 1,8293 h β+ ; ε 0,635 18O
19F 100 % stable avec 10 neutrons
20F {syn.} 11,163 s β- 5,398 20Ne
Précautions
NFPA 704
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le fluor est un élément chimique de la famille des halogènes de symbole F et de numéro atomique 9.

Aux conditions normales de température et de pression le fluor est présent sous forme de difluor F2 gaz diatomique jaune pâle, très toxique et extrêmement corrosif.

C’est l’élément chimique le plus réactif. Il possède la plus forte électronégativité.

Il provoque de très graves brûlures au contact de la peau, des muqueuses, et des os.

Sommaire

Histoire

Le fluor (du latin fluere signifiant flux ou fondant) est décrit par Georgius Agricola en 1530 sous sa forme de fluorine comme une substance utilisée pour promouvoir la fusion des métaux ou des minéraux[2].

En 1670, Georges Gore avait observé que la fluorine (CaF2, fluorure de calcium connu autrefois sous le nom d’émeraude de bohème), traitée par un acide, pouvait graver le verre ; Schwandhard utilisa cette propriété. Carl Scheele ainsi que d’autres chercheurs plus tardifs tel que Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, et le baron Louis Jacques Thénard firent tous des expériences avec de l’acide fluorhydrique (solution de fluorure d’hydrogène HF dans l’eau). Certaines de ces expériences se terminèrent en tragédie en raison de la dangerosité de ce produit.

Cet élément ne put être isolé pendant de nombreuses années, car, à peine séparé, il attaque immédiatement les restes de son composé. Mendeleïev l’a placé dans son tableau en 1869, mais ce n’est qu’en 1886 qu’Henri Moissan, après 74 ans d’efforts continus, parvint à le préparer par électrolyse du fluorure de potassium dans du fluorure d’hydrogène, avec des électrodes en platine iridié, sous une tension de 50 volts. Le difluor pur apparaissait au pôle positif et le dihydrogène à la cathode. Henri Moissan dut mener cette expérience à basse température, car le fluorure d’hydrogène (HF) bout à 19 °C. Cette découverte lui valu le prix Nobel de Chimie en 1906.

La première production industrielle de difluor eut lieu lors de la fabrication de la bombe atomique, dans le cadre du projet Manhattan lors de la Seconde Guerre mondiale, où l’hexafluorure d'uranium UF6, qui est un composé moléculaire volatil, était utilisé pour séparer les différents isotopes de l’uranium par diffusion gazeuse. Ce procédé est d’ailleurs toujours mis en œuvre lors de la fabrication du combustible nucléaire utilisé dans les centrales nucléaires actuelles.

Propriétés

Le difluor pur est un gaz jaune pâle corrosif : c’est un oxydant puissant. Elément le plus réactif et le plus électronégatif, il forme des composés avec la plupart des autres éléments, y compris les gaz rares xénon et radon.

Même dans des conditions de basse température et sans lumière, le difluor réagit explosivement avec le dihydrogène, même en dessous de -250 °C lorsque le fluor est solide et l’hydrogène liquide ! Dans un jet de gaz difluor, le verre, les métaux, l’eau et d’autres substances brûlent avec une flamme lumineuse. Le fluor a une telle affinité pour la plupart des éléments, en particulier pour le silicium (Si), qu’il ne peut ni être préparé ni être conservé dans des récipients de verre (constitués principalement de silice SiO2).

En solution, le fluor forme des ions fluorure F.

Préparation

Le difluor, F2, est aujourd’hui encore produit industriellement grâce au procédé d’électrolyse introduit par Henri Moissan en 1886. Le bain électrolytique est constitué d’un mélange KF-2HF fondu à 90 °C - 100 °C environ. Le HF anhydre n’est pas conducteur car peu dissocié et c’est l’ajout de KHF2 qui permet la conduction ionique par un mécanisme complexe.

Lors de la réaction d’électrolyse, le difluor est produit sur une anode en carbone selon :

2 HF2-F2(g) + 2 HF + 2 e-

A la cathode (en métal), du dihydrogène est produit :

4 HF + 2 e-H2(g) + 2 HF2-

Dans la cellule d’électrolyse, le potentiel appliqué est compris entre 8 et 10 V, et la densité de courant est de l’ordre de 12 A⋅dm-2. Le rendement en courant est bon (95 %), mais le rendement énergétique global n’est que de 30 %.

En 1986, à l’occasion du centième anniversaire de la découverte de la préparation électrochimique du fluor, Karl Christe a découvert une méthode originale et purement chimique de préparation en faisant réagir à 150 °C de l’acide fluorhydrique anhydre HF avec K2MnF6 et SbF5. La réaction est :

K2MnF6 + 2 SbF5 → 2 KSbF6 + MnF3 + 1/2 F2

Ce procédé est anecdotique car inexploitable industriellement.

Utilisation

Le difluor est trop réactif pour une utilisation directe à l’état pur. Ses nombreux composés chimiques ont par contre une multitude d’applications. Quelques exemples :

Toxicité

Le fluor est toxique pour l’Homme :

  • < 1 mg/jour : protègerait de la carie ; (références nécessaires)
  • 2 mg/jour : risque de fluorose dentaire ;
  • 10 à 40 mg/jour : fluorose du squelette ;
  • 20 à 80 mg/jour : fluorose ankylosante ;
  • 100 mg/jour : retard de croissance ;
  • 125 mg/jour : altération rénale ;
  • 200 à 500 mg/jour : dose létale.

De jeunes enfants ayant avalé leur dentifrice en se brossant les dents sur une longue période, ou qui ont mangé du dentifrice présentent parfois des intoxications au fluor ; d’où l’intérêt de bien expliquer aux enfants qu’ils doivent recracher le dentifrice et pourquoi ils doivent le faire.

L'Organisation Mondiale de la Santé, dans un rapport en anglais intitulé "Fluoride drinking water" daté de novembre 2006, attire l'attention sur les dangers des doses excessives de fluor dans l'alimentation et explique comment fabriquer et utiliser des filtres permettant de neutraliser le fluor dans l'eau de boisson.

L'utilisation de fluor dans les camps de concentration est dénoncée : "La Gestapo avait peu de soucis de l’état de la dentition des enfants… leurs scientifiques avaient trouvé que le fluor pouvait rendre stérile et qu’il générait une calme soumission." Ce sont des faits troublants qui sont révélés dans le livre de Joseph Borkin, The Crime and Punishment of I.G. Farben. (information extraite du site internet Presse libre internationale).

Le site internet québécois Action Fluor Québec explique la toxicité du fluor, contient un nombre impressionnant d'informations très bien documentées, ainsi que des statistiques de centres anti-poisons indiquant notamment le nombre d'intoxications aigües, ou de morts, causées par l'ingestion de quelques grammes seulement de divers produits fluorés courants (dentifrices, suppléments, rince-bouche, vitamines).

Règlementation

Diverses normes et règlements existent, selon les pays et les usages de certains produits.

En France : La fluoration de l’eau est interdite, mais celle du sel est autorisée et encouragée. Celui-ci doit alors être étiqueté sel fluoré ou sel iodé et fluoré, ce qui signifie qu’il est supplémenté en fluor à raison de 250 mg/kg sous la forme de fluorure de potassium (par voie humide). Cette fluoration a été encouragée en 1985 par la Direction Générale de la Santé pour la prévention en masse des caries dans la population. Les emballages doivent alors aussi alerter le consommateur par la mention : « ne pas consommer si l’eau de boisson contient plus de 0,5 mg/litre de fluor ». Une réglementation impose depuis 1993 l’usage de sel fluoré dans les cantines scolaires.

Voir aussi

Liens externes

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Voir « fluor » sur le Wiktionnaire.

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Notes et références

  1. a  et b (fr) Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie , Cours, QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355) 
  2. (en)The discovery of fluoride and fluorine
  3. Page sur le Fluor (par le Comité des Salines de France)
  4. Un front citoyen contre la fluoration de l’eau


  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cp Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
   
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz rares
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