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Fluor

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.

Données  v · d · m 
Oxygène - Fluor - Néon
-
F
Cl
 
 
 
 
9
F
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               

Table complète - Table étendue

Général
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
Propriétés atomiques
Masse atomique 18,9984 u
Rayon atomique (calc) 50 (42) pm
Rayon de covalence 71 pm
Rayon de van der Waals 147 pm
Configuration électronique [He]2s2 2p5
Électrons par niveau d'énergie 2, 7
État(s) d'oxydation -I
Oxyde acide fort
Structure cristalline cubique
Propriétés physiques
État ordinaire gaz diamagnétique
Température de fusion 53,53 K
Température de vaporisation 85,03 K
Énergie de fusion 0,2552 kJ/mol
Énergie de vaporisation 3,2698 kJ/mol
Volume molaire 11,20×10-3 m3/mol
Pression de la vapeur ND
Vélocité du son ND m/s à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 3,98
Chaleur massique 824 J/(kg·K)
Conductivité électrique ND S/m
Conductivité thermique 0,0279 W/(m·K)
1er potentiel d'ionisation 1 681,0 kJ/mol
2e potentiel d'ionisation 3 374,2 kJ/mol
3e potentiel d'ionisation 6 050,4 kJ/mol
4e potentiel d'ionisation 8 407,7 kJ/mol
5e potentiel d'ionisation 11 022,7 kJ/mol
6e potentiel d'ionisation 15164,1 kJ/mol
7e potentiel d'ionisation 17 868 kJ/mol
8e potentiel d'ionisation 92 038,1 kJ/mol
9e potentiel d'ionisation 10 6434,3 kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN période MD Ed MeV PD
18F {syn} 1,8293h ß+ e 0,635 18O
19F 100 % stable avec 10 neutrons
20F {syn} 11,163s ß- 5,398 20Ne
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 et très toxique.

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

Il provoque des brûlures au contact de la peau.

Sommaire

[modifier] 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[1].

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.

[modifier] Propriétés

Le difluor pur est un gaz jaune pâle corrosif : c’est un oxydant puissant. C’est le plus réactif et le plus électronégatif de tous les éléments et forme des composés avec la plupart des autres éléments, y compris les gaz nobles 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.

[modifier] 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 90-100 °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.

[modifier] 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 :

[modifier] Toxicité

Le fluor peut être toxique pour l’Homme :

  • < 1 mg/jour : protège de la carie
  • 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.

[modifier] 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.

[modifier] Voir aussi

[modifier] Liens externes

wikt:

Voir « fluor » sur le Wiktionnaire.

commons:Accueil

Wikimedia Commons propose des documents multimédia libres sur Fluor.

[modifier] Notes et références