Fluor 11706 31857837 2008-07-24T19:03:20Z David Berardan 26481 Correction des [[Projet:Liens vers les pages d'homonymie|liens vers les pages d'homonymie]] {{Élément/Fluor}} Le '''fluor''' est un [[élément chimique]] de la famille des [[halogène]]s de [[liste des éléments par symbole|symbole]] ''F'' et de [[numéro atomique]] 9. Aux [[conditions normales de température et de pression]] le fluor est présent sous forme de [[difluor]] {{fchim|F|2}} [[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. ==Histoire== Le fluor (du latin {{lang|la|''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<ref>{{en}}[http://www.fluoride-history.de/fluorine.htm {{lang|en|''The discovery of fluoride and fluorine''}}<!-- Titre généré automatiquement -->]</ref>. En [[1670]], Georges Gore avait observé que la fluorine ({{fchim|Ca||F|2}}, 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 Wilhelm Scheele|Carl Scheele]] ainsi que d’autres chercheurs plus tardifs tel que [[Humphry Davy]], [[Louis Joseph Gay-Lussac|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]] [[iridium|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 A|bombe atomique]], dans le cadre du [[projet Manhattan]] lors de la [[Seconde Guerre mondiale]], où l’[[hexafluorure d'uranium]] {{fchim|U||F|6}}, 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 [[cycle du combustible nucléaire|fabrication du combustible nucléaire]] utilisé dans les [[centrale nucléaire|centrales nucléaires]] actuelles. ==Propriétés== Le difluor pur est un gaz jaune pâle corrosif : c’est un [[oxydo-réduction|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 noble]]s [[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 [[métal|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 {{fchim|Si||O|2}}). En solution, le fluor forme des [[ion]]s fluorure F{{exp|−}}. == Préparation == Le [[difluor]], {{fchim|F|2}}, 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 {{fchim|K||H||F|2}} 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 {{fchim|H||F|2}}{{exp|-}} → '''{{fchim|F|2}}(g)''' + 2 HF + 2 e{{exp|-}} A la cathode (en métal), du [[dihydrogène]] est produit : 4 HF + 2 e{{exp|-}} → '''{{fchim|H|2}}(g)''' + 2 {{fchim|H||F|2}}{{exp|-}} Dans la cellule d’électrolyse, le potentiel appliqué est compris entre 8 et {{unité|10|[[Volt|V]]}}, et la densité de courant est de l’ordre de {{unité|12|[[Ampère|A]]||dm|-2}}. Le rendement en courant est bon ({{unité|95|%}}), mais le rendement énergétique global n’est que de {{unité|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 {{fchim|K|2|Mn||F|6}} et {{fchim|Sb||F|5}}. La réaction est : {{fchim|K|2|Mn||F|6}} + 2 {{fchim|Sb||F|5}} → 2 {{fchim|K||Sb||F|6}} + {{fchim|Mn||F|3}} + 1/2 {{fchim|F|2}} Ce procédé est anecdotique car inexploitable industriellement. ==Utilisation== Le difluor est trop réactif pour une utilisation directe à l’état pur. Ses nombreux [[composé chimique|composés chimiques]] ont par contre une multitude d’applications. Quelques exemples : * Le fluor entre dans la composition de [[matières plastiques]] à faible coefficient de friction tel le [[Teflon]] (ou [[polytétrafluoroéthylène]] (PTFE)) ; * De nombreux [[gaz fluorés]], comme par exemple le [[fréon (gaz)|fréon]], sont utilisés en tant que [[fluide frigorigène]] dans les systèmes de réfrigération et d’air conditionné. Les [[chlorofluorocarbone]]s (CFC) ont cependant été bannis de ces applications à cause de leur contribution probable au trou de la [[couche d'ozone|couche d’ozone]] et à l’[[effet de serre]] ; *L’[[acide fluorhydrique]] (HF) a la propriété unique de pouvoir dissoudre presque tous les oxydes inorganiques. Il est de fait utilisé pour attaquer le verre, pour éliminer les oxydes de surface du [[silicium]] dans l’industrie des [[semi-conducteur]]s, comme catalyseur des réactions d’[[alkylation]] de l’isobutane et du butène dans le [[raffinage du pétrole]] et pour éliminer des impuretés oxydées de l’[[acier inoxydable]] ; *Dans le [[cycle du combustible nucléaire]], l’[[hexafluorure d'uranium|hexafluorure d’uranium]] {{fchim|U||F|6}} est utilisé pour séparer les différents isotopes de l’[[uranium]] par diffusion gazeuse. Il est produit dans un [[four]] à flamme par réaction chimique du difluor avec le [[tétrafluorure d'uranium|tétrafluorure d’uranium]] {{fchim|U||F|4}}. Dans ce cadre, le difluor a été utilisé lors de l'élaboration de la [[bombe atomique]], à l'occasion du [[Projet Manhattan]] ; *La [[cryolithe]], un [[minéral]] composé de fluorure de [[sodium]] et d’[[aluminium]] (Na{{ind|3}}AlF{{ind|6}}), est utilisée comme électrolyte dans la production d’[[aluminium]] par [[Réduction électrolytique de l'aluminium|électrolyse]] ; *Le fluor monoatomique est utilisé pour le « {{lang|en|''plasma ashing''}} » dans la fabrication des [[semi-conducteur]]s ; *Avec d’autres composés, le fluor est utilisé dans la fabrication de plus d’une centaine de composés fluorés commerciaux, tel que le plastique haute température ; *L’isotope radioactif <math>^{18}</math>F du fluor, émetteur de [[positron]]s, est le noyau le plus utilisé dans la technique de [[tomographie à émission de positon]] ([[TEP]] – une nouvelle technique de visualisation médicale non invasive) de par sa [[demi-vie]] de 110 minutes, relativement longue ; *Le [[fluorure|fluorure de sodium]] a été utilisé comme [[insecticide]], particulièrement contre les [[cafard]]s ou comme dératiseur ; *Des [[fluorure]]s sont ajoutés au [[Sel alimentaire|sel]] ({{unité|42|%}} du sel vendu aux ménages français est iodé et fluoré<ref>[http://www.salines.com/index.php?cat=3&mot=79 Page sur le Fluor] (par le ''Comité des Salines de France'')</ref>) et aux [[dentifrice]]s, ou parfois dans certaines sources d’eau ou dans certains aliments pour lutter contre les [[carie dentaire|caries dentaires]]. Cette utilisation est contestée par différentes associations et groupes de pressions de consommateurs dans le monde<ref>[http://www.actualites-news-environnement.com/20070406-citoyen-fluoration-eau.php Un front citoyen contre la fluoration de l’eau<!-- Titre généré automatiquement -->]</ref>. ==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. ==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 {{unité|250|mg/kg}} sous la forme de [[fluorure de potassium]] (par voie humide). Cette fluoration a été encouragée en [[1985]] par la [[Ministère de la Santé, de la Jeunesse et des Sports|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 : {{guil|''ne pas consommer si l’eau de boisson contient plus de {{unité|0.5|mg/litre}} de fluor''}}. Une réglementation impose depuis 1993 l’usage de sel fluoré dans les cantines scolaires. ==Voir aussi== * [[Ion fluorure]] ==Liens externes== *{{en}} [http://www.fluoride-history.de/index.htm {{lang|en|''History of fluorine, fluoride, and fluoridation''}}] * {{en}}/{{fr}} [http://www.inchem.org/documents/ehc/ehc/ehc227.htm {{lang|en|''Environmental Health Criteria for Fluorides''}} (EHC 227)] publié en 2002 par l’[[Organisation mondiale de la santé|OMS]] (Résumé et conclusions en français) * {{fr}} [http://www.greenfacts.org/fr/fluorures/index.htm Effets sur la santé des fluorures] - un résumé pour non-spécialistes du rapport de l’OMS par GreenFacts {{Wiktionnaire}} {{Commons|Fluorine|Fluor}} *{{fr}} [http://www.chirosystem.com/FPDF/fluorami.pdf Document sur les dangers du fluor] == Notes et références == {{reflist}} <!-- aide : http://fr.wikipedia.org/wiki/Aide:Notes et références --> {{portail chimie}} {{Lien AdQ|ast}} {{Lien BA|cs}} {{Lien BA|de}} [[Catégorie:Élément chimique]] [[Catégorie:Halogène]] [[Catégorie:Composé du fluor|*]] [[Catégorie:Odonto-stomatologie]] [[Catégorie:Électrolyse]] [[af:Fluoor]] [[ar:فلور]] [[ast:Flúor]] [[az:Flüor]] [[bg:Флуор]] [[bn:ফ্লুরিন]] [[bs:Fluor]] [[ca:Fluor]] [[co:Fluoru]] [[cs:Fluor]] [[cv:Фтор]] [[cy:Fflworin]] [[da:Fluor]] [[de:Fluor]] [[el:Φθόριο]] [[en:Fluorine]] [[eo:Fluoro]] [[es:Flúor]] [[et:Fluor]] [[eu:Fluor]] [[fa:فلوئور]] [[fi:Fluori]] [[gl:Flúor]] [[he:פלואור]] [[hi:फ्लोरिन]] [[hr:Fluor]] [[ht:Fliyò]] [[hu:Fluor]] [[hy:Ֆտոր]] [[id:Fluor]] [[io:Fluoro]] [[is:Flúor]] [[it:Fluoro]] [[ja:フッ素]] [[jbo:li'orkliru]] [[ko:플루오린]] [[ku:Fluor]] [[la:Fluor]] [[lb:Fluor]] [[lt:Fluoras]] [[lv:Fluors]] [[mi:Hau kōwhai]] [[mk:Флуор]] [[ml:ഫ്ലൂറിന്‍]] [[mr:फ्लोरिन]] [[ms:Fluorin]] [[nl:Fluor]] [[nn:Fluor]] [[no:Fluor]] [[nov:Fluore]] [[oc:Fluor]] [[pl:Fluor]] [[pt:Flúor]] [[qu:Flur]] [[ro:Fluor]] [[ru:Фтор]] [[scn:Fluoru]] [[sh:Fluor]] [[simple:Fluorine]] [[sk:Fluór]] [[sl:Fluor]] [[sr:Флуор]] [[sv:Fluor]] [[sw:Florini]] [[ta:ஃவுளூரின்]] [[tg:Фтор]] [[th:ฟลูออรีน]] [[tr:Flor]] [[uk:Фтор]] [[uz:Ftor]] [[vi:Flo]] [[zh:氟]] [[zh-min-nan:Fluorine]]