Fluor — Wikipédia

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Fluor

Fluor à l'état liquide à −196 °C.

Oxygène ← Fluor → Néon

9F↑

F

↓

Cl

Tableau complet • Tableau étendu

Fluor — Wikipédia about:reader?url=https://fr.wikipedia.org/wiki/Fluor

1 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

Position dans le tableau périodique

Symbole F

Nom Fluor

Numéro atomique 9

Groupe 17

Période 2e période

Bloc Bloc p

Famille d'éléments Halogène

Configuration électronique [He] 2s2 2p5

Électrons par niveau

d’énergie2, 7

Propriétés atomiques de l'élément

Masse atomique 18,998403163 ± 0,6×10-9 u[1]

Rayon atomique (calc) 50 pm (42 pm)

Rayon de covalence 57 ± 3 pm[2]

Rayon de van der Waals 135 pm[3]

État(s) d’oxydation -1

Électronégativité (Pauling) 3,98

Oxyde Acide fort

Énergies d’ionisation[4]

1re : 17,4228 eV 2e : 34,9708 eV

3e : 62,7084 eV 4e : 87,1398 eV

5e : 114,2428 eV 6e : 157,1651 eV

7e : 185,186 eV 8e : 953,9112 eV

9e : 1 103,1176 eV

Isotopes les plus stables


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Iso AN Période MDEd

PDMeV

17F {syn.} 64,49 s β+ ; ε 2,761 17O

18F {syn.} 1,8293 h β+ ; ε 1,656 18O

19F 100 % stable avec 10 neutrons

20F {syn.} 11,163 s β- 7,025 20Ne

Propriétés physiques du corps simple

État ordinaire Gaz diamagnétique

Allotrope à l'état standard Difluor F2

Masse volumique1,696 g·l-1 (0 °C, 1 atm),

1,50 g·cm-3 (liquide, −188,12 °C)[1]

Système cristallin Cubique

Couleur jaune verdâtre clair

Point de fusion −219,67 °C (1 atm)[1]

Point d’ébullition −188,12 °C (1 atm)[1]

Énergie de fusion 0,2552 kJ·mol-1

Énergie de vaporisation 3,2698 kJ·mol-1

Température critique -129,02 °C

Volume molaire 22,404×10-3 m3·mol-1

Chaleur massique 824 J·kg-1·K-1

Conductivité thermique 0,0279 W·m-1·K-1

Divers

No CAS 14762-94-8[5]

No ECHA 100.029.049

Précautions


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SGH[6]

Difluor F2 :

Danger

H270, H280, H314, H330, EUH071, P220, P244, P260, P280, P315,

P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P370+P376,

P403, P405,

[+]

H270 : Peut provoquer ou aggraver un incendie ; comburant

H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de

la chaleur

H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions

oculaires

H330 : Mortel par inhalation

EUH071 : Corrosif pour les voies respiratoires

P220 : Tenir/stocker à l’écart des vêtements/…/matières

combustibles

P244 : S’assurer de l’absence de graisse ou d’huile sur les

soupapes de réduction.

P260 : Ne pas respirer les poussières/fumées/gaz/brouillards

/vapeurs/aérosols.

P280 : Porter des gants de protection/des vêtements de

protection/un équipement de protection des yeux/du visage.

P315 : Consulter immédiatement un médecin.

P303+P361+P353 : En cas de contact avec la peau (ou les

cheveux) : enlever immédiatement les vêtements contaminés.

Rincer la peau à l’eau/se doucher.

P304+P340 : En cas d'inhalation : transporter la victime à l’extérieur


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et la maintenir au repos dans une position où elle peut

confortablement respirer.

P305+P351+P338 : En cas de contact avec les yeux : rincer avec

précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. Enlever les lentilles de

contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement

enlevées. Continuer à rincer.

P370+P376 : En cas d’incendie : obturer la fuite si cela peut se faire

sans danger.

P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé.

P405 : Garder sous clef.

Transport[6]

Difluor F2 :

265

1045

[+]

Code Kemler :

265

: gaz toxique et comburant (favorise l'incendie)

Numéro ONU :

1045

: FLUOR COMPRIMÉ

Classe :

2.3

Étiquettes :


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2.3

: Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T

majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC).

5.1

: Matières comburantes

8

: Matières corrosives

Emballage :

-

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

modifier


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Un tube contenant du fluor dans un bain de liquide cryogénique.

Le fluor est l'élément chimique de numéro atomique 9, de symbole F.

C'est le premier élément du groupe des halogènes. Le corps simple

correspondant est le difluor (constitué de molécules F2), souvent

appelé simplement fluor.

Le seul isotope stable est 19F. Le radioisotope le moins instable est18F, dont la demi-vie est d'un peu moins de 2 h et qui se transmute

en oxygène 18 (dans 97 % des cas par désintégration β+ et sinon par

capture électronique).

Le fluor est le plus réactif des éléments chimiques, il est d'ailleurs

généralement lié à d'autres éléments[a]. Il possède la plus forte

électronégativité, d'une valeur de 3,98. Il est le 13e élément le plus

abondant dans la croûte terrestre. Quelques plantes et certaines

bactéries peuvent synthétiser des composés fluorés, mais le fluor n'a

aucun rôle métabolique chez les mammifères.

Aux conditions normales de température et de pression, le corps

simple fluor se présente sous forme de difluor F2, un gaz diatomique

jaune pâle, très toxique et extrêmement corrosif. Le point de fusion du

difluor est de -219 °C et son point d'ébullition de -188 °C,

températures entre lesquelles le difluor est liquide, avec une masse

volumique de 1 500 kg·m-3. Le fluor provoque de très graves brûlures

au contact de la peau, des muqueuses, et des os. Georgius Agricola


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décrivait déjà l'existence du fluor en 1530 mais cet élément n'a été

isolé qu'en 1886, par Henri Moissan.

Histoire[modifier | modifier le code]

Le fluor (du latin fluor signifiant flux ou courant) est d'abord mentionné

au XVIe siècle par Basile Valentin sous le nom de Flußspat puis décrit

par Georgius Agricola en 1530, sous sa forme de fluorine, comme

une substance utilisée pour promouvoir la fusion des métaux ou des

minéraux[9].

Découvertes incomplètes[modifier | modifier le code]

Il a été dit que Heinrich Schwanhard utilisait de l’acide fluorhydrique

pour graver le verre. Les premières explications du processus de

formation de l’acide fluorhydrique furent publiées en 1725 par George

Weygand, qui les tenait de Matthäus Pauli, qui lui-même les tenait

d'un verrier anglais. En 1768, Andreas Marggraf décrivit la première

observation de cette réaction chimique[9].

Inspiré par les publications d'Andreas Marggraf, Carl Scheele

commença dès 1771 à chercher la nature chimique du fluor, ainsi

que le détail de ses réactions avec les acides. Il observa que le fluor

attaquait le verre par des fumées obtenues en chauffant lentement un

mélange de fluorine et d'acide sulfurique. Les résidus solides qui se

trouvaient dans le mélange étaient extraits avec de l'eau, et révélaient

la présence de chaux par addition d'ammoniaque. Les fumées

combinées avec de l'eau formaient une masse blanche, identifiée

comme de la silice. Ainsi, la solution obtenue présentait une réaction

acide, que Carl Scheele nomma acide fluorhydrique (HF). Scheele

réunit tous les résultats de ses expériences et montra comment


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identifier cet acide. Le fait que le fluor était capable de graver le verre

permit à Jacob Berzelius d'en trouver dans de l'eau en 1822[9].

Certains chercheurs contestèrent que l'acide fluorhydrique était

vraiment un acide. C'est seulement après que l'acide chlorhydrique

fut identifié comme un composé d'hydrogène, et la découverte d'un

nouvel élément appelé chlore que certains chercheurs pensèrent que

l'acide fluorhydrique était lui aussi un composé d'hydrogène, et d'un

autre élément aux propriétés proches du chlore. Ils proposèrent de

nommer cet élément inconnu fluor, puis phtor (d'après la racine

grecque φθερ-/φθορ- marquant l'idée de « destruction »), en raison

des propriétés destructives de ses composés. Ce terme de phtor ne

fut accepté qu'en grec, russe et quelques autres langues sous

l'influence du russe[9].

Recherches sur l'isolement du fluor[modifier | modifier le code]

Le fluor ne put être isolé pendant de nombreuses années, car, à

peine séparé, il attaque immédiatement les restes de son composé.

Gay-Lussac et Thénard furent les premiers à tenter d'isoler cet

élément. Leur préparation d'acide fluorhydrique fumait fortement dans

l'air, dissolvait rapidement le verre, et causait de graves brûlures au

contact de la peau. Ces expériences, et d'autres encore, avec des

manipulations imprudentes, se soldaient souvent par des

intoxications ou des morts[9].

Antoine Lavoisier expérimenta aussi l’acide fluorhydrique (solution de

fluorure d’hydrogène HF dans l’eau). Certaines de ces expériences

menées pour isoler le fluor se terminèrent tragiquement, du fait du

danger inhérent à cette substance[10].

Humphry Davy chercha à montrer que l'acide fluorhydrique ne


9 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

contenait pas d'oxygène. Il neutralisa l'acide avec de l'ammoniaque

pur. La solution obtenue ne présentait pas d'eau, et donc pas

d'oxygène. Ses expériences suivantes à partir d'électrolyses

échouèrent. Puis il fit réagir le chlore avec des fluorures, sans plus de

succès. Il en conclut que le fluor avait une activité chimique plus

importante que les autres éléments[11].

En 1833, Aimé mit en présence du fluorure d'argent (AgF) avec du

chlore dans un vase de verre. Ces expériences ne furent pas plus

satisfaisantes que celles de Davy. Les frères Knox répétèrent cet

essai dans un appareil en fluorure de calcium (CaF2). Mais il est très

difficile de déshydrater le fluorure d'argent, et leur expérience échoua.

En 1848, Louyet reprit des expériences analogues, en remplaçant le

fluorure d'argent par du fluorure de mercure[11]. Aucune de ces

expériences ne permit d'isoler le fluor. Edmond Frémy démontra

ensuite que l'action du chlore sur le fluor ne l'isole pas. Il démontra

aussi l'existence de plusieurs fluorures.

En 1869, Georges Core produisit une petite quantité de fluor grâce à

une électrolyse. Mais dans son expérience, du fluor gazeux et de

l'hydrogène gazeux se formaient sur les deux électrodes, alors qu'il

ne savait pas que le fluor et l'hydrogène gazeux se combinaient de

manière explosive[12].

Bien que non encore vraiment isolé, Mendeleïev plaça le fluor dans sa

classification périodique en 1869.

Travaux de Moissan[modifier | modifier le code]


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Ce n’est que le 26 juin 1886 qu’Henri Moissan 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. L'ensemble de l'expérience était menée dans un tube en

U en platine bouché par des capuchons en fluorine[13]. Le difluor pur

apparaissait à l'anode 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[11]. Cette découverte, rapportée à

l'Académie des sciences deux jours plus tard, lui valut le prix Nobel

de chimie en 1906[14]. Elle fut l'occasion de l'élaboration d'un

instrument révolutionnaire : le four à arc électrique. Moissan avait

ainsi réussi là où des chimistes parmi les plus grands avaient

échoué, comme décrit dans la section précédente : H. Davy

(1813-14), G. Aimé (1833), M. Faraday (1834), C.J. et T Knox (1836),

P. Louyet (1846), E. Frémy (1854), H. Kammerer (1862) et G. Gore

(1870).

Propriétés atomiques et nucléaires[modifier | modifier

le code]


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Le fluor est le premier élément de la colonne des halogènes. C'est un

élément très actif chimiquement.

L'atome de fluor possède 9 électrons, 2 sur la couche K et 7 sur la

couche L. Sa configuration électronique est 1s2 2s2 2p5, qu'on peut

écrire [He] 2s2 2p5 pour mettre en exergue la couche de valence.

Pour respecter la règle de l'octet (8 électrons sur la couche de

valence), le fluor neutre peut gagner un dixième électron et former

ainsi l'ion fluorure F−.

Isotopes[modifier | modifier le code]

Le fluor possède en tout dix-huit isotopes[15] mais seul le fluor 19

(19F) est stable, faisant du fluor un élément monoisotopique. Les

autres isotopes les plus stables sont le fluor 18 (18F) d'une demi-vie

de 1,8293 h soit environ 110 min[16] et le fluor 20 (20F) d'une demi-vie

de 11,163 s. Sur Terre, il n'y aucun fluor 18 naturel car aucun

processus naturel ne conduit à sa formation et donc l'abondance du

fluor 19 est de 100 %, faisant du fluor également un élément

mononucléidique ; 19F étant le seul isotope naturel, cela permet de

connaître sa masse molaire avec une très grande précision[17]. Tous

ses isotopes non stables se transforment en isotopes de l'oxygène

ou en isotopes du néon[18].

L'isotope le plus abondant, le fluor 19 provient de la nucléosynthèse

stellaire (Cycle CNO III ou IV).

��O + �

�H ↔ ��F + �

Il est parfois produit sur Terre par désintégration bêta de l'oxygène

19[19] (19O) ou par capture électronique du néon 19[20] (19Ne). Dans

le cas de la capture électronique, un proton du néon capture un


12 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

électron ce qui le transforme en neutron. Dans le cas de la

désintégration β-, un neutron de l'atome d'oxygène est converti en

proton :

e−+ ��Ne → ��F + �̄�

��O → ��F++ e−+ �̄�

Le fluor 19 possède 19 nucléons dont 10 neutrons et 9 protons,

atome de masse atomique de 18,998 403 2 g/mol. Il est caractérisé

par un excès de masse de -1 487,405 ± 0,070 keV/c² et une énergie

de liaison nucléaire de 147 801 358 ± 74 eV[21].

On peut fabriquer d'autres isotopes par réactions nucléaires,

instables, qui se désintègrent rapidement, peu dépassent la minute.

L'isotope ayant la demi-vie la plus courte est le fluor 16, qui se

désintègre par émission d'un proton en 40 keV. Le fluor 17 se

désintègre par capture électronique en 64,49 s. Le fluor 20, fluor 21,

fluor 22, fluor 23, fluor 24 et fluor 25 se désintègrent par

désintégration β- en 11 s, 4,158 s, 4,23 s, 2,23 s, 0,34 s et 0,059 s,

respectivement[18].

Le fluor 18 est le radioisotope le plus stable qui puisse être fabriqué.

Sa demi-vie est approximativement de 110 min. Cet atome compte 9

protons et 9 neutrons pour une masse atomique de

18,000 937 7 g/mol. Il est caractérisé par un excès de masse de

873,431 ± 593 eV/c2 et une énergie de liaison nucléaire de

137 369 199 ± 593 eV[22].

Spectre d'émission[modifier | modifier le code]

Au XIXe siècle, peu de temps avant l'isolation de l'élément, le savant

Georges Salet a déterminé quelques raies du fluor en comparant le


13 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

spectre d'émission du chlorure et du fluorure de silicium. Les Fα

présentent des raies à 692, 686 et 678 nm environ chacune. Les Fβ

présentent une raie à 640 nm et les Fγ à 623 nm. Henri Moissan a

repris les expériences de Salet et a utilisé des électrodes de platine

puis des électrodes d'or. Il a pu comparer le spectre de Salet avec

ceux fournis par certains fluorures. Avec les électrodes de platine, on

obtient plusieurs raies de longueur d'onde 744, 740, 734, 714, 704,

691, 687,5, 685,5, 683,5, 677, 640,5, 634 et 623 nm alors que les

électrodes d'or ne permettent pas d'avoir les longueurs d'onde 744 et

740 nm[23].

Corps simple[modifier | modifier le code]

Le corps simple fluor est ordinairement diatomique (difluor F2), mais

peut être monoatomique. Le difluor est un gaz jaune verdâtre d'une

odeur piquante et irritante[24], toxique, non combustible mais capable

d'oxyder (comburant) dangereusement vite tout ce qui peut brûler

dans l'air et même l'eau, le verre ou le sable ordinaires réagissent

dans une atmosphère de fluor.

Propriétés physiques[modifier | modifier le code]

La première densité du fluor a été calculée par Henri Moissan à partir

d'une expérience où il a recueilli du fluor et de l'air dans un flacon de

platine. Henri Moissan a obtenu une densité de 1,264 à 0 °C et

760 mmHg. Il a ensuite calculé la densité théorique en multipliant la

densité de l'hydrogène et le poids atomique du fluor, il a trouvé

1,316[25].

Propriétés chimiques[modifier | modifier le code]


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Le difluor pur est un gaz jaune pâle corrosif : c’est un oxydant

puissant.

Le fluor est un gaz ininflammable mais qui peut produire une flamme

en réagissant avec de nombreuses substances chimiques. Il peut

réagir violemment avec un grand nombre de composés chimiques.

Avec l'eau, même à basse température, il forme de l'ozone et de

l'acide fluorhydrique[26] :

3 F2 + 3 H2O → O3 + 6 HF

Même dans des conditions de basse température et sans lumière, le

difluor réagit de façon explosive 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.

Préparation[modifier | modifier le code]

Le fluor a une telle affinité pour la plupart des éléments, en particulier

pour le silicium (Si), que le difluor ne peut ni être préparé ni être

conservé dans des récipients de verre (constitués principalement de

silice SiO2). Il est en conséquence manipulé dans le téflon, un

polymère appelé KelF ou dans les récipients en nickel. Dans ce

dernier cas, la surface du récipient est initialement (et une fois pour

toutes) passivée par un premier contact avec le difluor.

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


15 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

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-

À 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[27]. La réaction est :

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

Ce procédé est anecdotique car inexploitable industriellement.

Composés chimiques[modifier | modifier le code]

Élément le plus réactif et le plus électronégatif, le fluor forme des

composés avec la plupart des autres éléments, y compris les gaz

rares xénon et radon avec lesquels le difluor réagit directement.

Oxydes[modifier | modifier le code]

Les oxydes de fluor sont composés de O et de F mais peuvent

former des liaisons avec d'autres halogènes et former FnXOm (où


16 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

X=Cl, I ou Br). Ces composés ressemblent aux fluorures d'halogènes

structurellement et chimiquement. Ils se comportent notamment

comme des acides ou bases de Lewis.

→ Six fluorures d'oxygène et chlore sont possibles mais seulement 5

ont été caractérisés: FClIIIO, FClVIIO3, FClVO2, F3ClVO et

F3ClVIIO2. Le sixième composant est F5ClVIIO[28]

FClO peut être obtenu par la réaction : ClF3 + H2O → FClO + 2 HF;

mais ce composé est très instable (sa demi-vie est de 25 s[28] à

température ambiante) et se décompose en FClO2 et ClF.

F3ClO est un composé stable à température ambiante et est un bon

agent oxydant. Il réagit avec divers composés (comme à haute

température ou radiation UV. Il peut être hydrolysé en FClO2 et HF. Il

réagit souvent comme une base de Lewis. Sa production se fait

selon la réaction en présence de NaF:

Cl2O + 2 F2 → F3ClO + ClF[28]

Cette réaction est relativement dangereuse au vu de l'explosivité de

Cl2O et peut donc être préparé de la même manière avec ClONO2.

FClO2 est également un très bon oxydant qui peut exploser avec

SO2 même à très basse température. Il est produit par la réaction:

6 NaClO3 + 4 ClF3 → 6 FClO2 + 6 NaF + 2 Cl2 + 3 O2[28]

→ Seulement trois fluorures d'oxygène et brome sont possibles:

FBrO2, F3BrO et FBrO3[28]. Ces composés sont moins stables que

leurs équivalents chlorés et plus réactifs.

→ Pour l'iode, il existe: FIO2 et F3IO où I a un degré d'oxydation de

+V; FIO3, F3IO2 et F5IO où I est au degré +VII[28].

Minéraux[modifier | modifier le code]


17 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

Parmi ceux-ci, la fluorine est un fluorure de calcium de composition

CaF2.

Utilisation[modifier | modifier le code]

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 :

Le fluor entre dans la composition de matières plastiques à faible

coefficient de friction ; les fluoropolymères tel le PTFE

(polytétrafluoroéthylène) commercialement connu entre autres sous

la marque Téflon ;

Le fluor entre aussi dans la composition des tensioactifs fluorés ;

De nombreux gaz fluorés, par exemple les fréons, sont utilisés en

tant que fluide frigorigène dans les systèmes de réfrigération et d’air

conditionné. Les chlorofluorocarbures (CFC) ont cependant été

bannis de ces applications à cause de leur contribution probable au

trou de la 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-conducteurs, 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 ;


18 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

Dans le cycle du combustible nucléaire, l’hexafluorure d’uranium UF6

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 UF4. 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 (Na3AlF6), est utilisée comme électrolyte dans la

production d’aluminium par électrolyse ;

Le fluor monoatomique est utilisé pour le « plasma ashing » dans la

fabrication des semi-conducteurs ;

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 18F du fluor, émetteur de positrons, est le noyau le

plus utilisé dans la technique de tomographie par émission de

positrons (TEP – une nouvelle technique de visualisation médicale

non invasive) de par sa demi-vie de 110 minutes, relativement

longue ;

Le fluorure de sodium a été utilisé comme insecticide,

particulièrement contre les cafards ou comme dératiseur ;

Des fluorures sont ajoutés au sel (42 % du sel vendu aux ménages

français est iodé et fluoré[29]) et aux dentifrices, ou parfois dans

certaines sources d'eau ou dans certains aliments pour lutter contre

les caries dentaires. Cette utilisation est contestée par différentes

associations et groupes de pression de consommateurs dans le

monde[30]. L'Afssaps a d'ailleurs modifié en décembre 2008 ses

recommandations sur la prescription fluorée[31], et ne recommande


19 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

plus de supplément entre 0 et 6 mois. Au-delà, l'apport de fluor est

réservé aux enfants à risque carieux élevé.

Arme chimique : les gaz sarin (classifié comme arme de destruction

massive par la résolution 687 du Conseil de sécurité des Nations

unies; et de triste mémoire utilisé le 20 mars 1995 à Tokyo) et soman

pour ne citer qu'eux…

Médicaments : certains antidépresseurs comme la fluvoxamine, la

paroxétine, l'escitalopram, la fluoxétine (Prozac), etc.

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[10], 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 biologiques[modifier | modifier le code]

Rôle biologique chez l'humain[modifier | modifier le code]

Le fluor est connu pour son effet cariostatique. Il agit en se fixant sur

l'émail des dents : l'ion hydroxyde de l'hydroxy-apatite

Ca5(PO4)3(OH) qui constitue l'émail des dents est partiellement

remplacé par des ions fluorures pour donner de la fluro apatite

Ca5(PO4)3(F). L'ion fluorure étant une base plus faible que

l'hydroxyde, l'émail devient plus résistant à l'acide qui se libère

localement dans le milieu buccal après un repas.

Le fluorure peut être amené au niveau des dents de deux manières :

Par voie locale. C'est la voie à privilégier, qui présente le plus


20 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

d'avantages et le moins d'effets secondaires. L'intermédiaire est le

dentifrice. La concentration en fluor des dentifrices pour adultes est

relativement constante : 1 000 à 1 500 ppm. Le fluor contenu dans le

dentifrice va se fixer sur les dents lors du brossage. La durée de

brossage doit donc être suffisante (trois minutes matin et soir).

Par voie systémique. Cette voie est utilisable seulement pendant la

formation des dents, soit depuis la naissance jusqu'à 12 ans.

L'intermédiaire est soit du fluor en comprimés (prescrits par le

dentiste), soit une source alimentaire : eau ou sel de cuisine. Dans

ce cas, il faut être vigilant sur la quantité totale de fluor ingérée, et ne

pas multiplier les sources.

Doses recommandées par l’OMS : 0,05 mg/kg/jour

Doses à risque de fluorose : 0,1 mg/kg/jour

Les enfants avalent toujours une partie du dentifrice, d'autant plus

qu'ils sont jeunes. L'ingestion de dentifrice diminue avec l'âge : de 2 à

4 ans, 50 % du dentifrice est avalé ; de 4 à 6 ans, 30 % du dentifrice

est avalé, à 6 ans et plus, 10 % du dentifrice est avalé. Il est donc très

important d'adapter la concentration de fluor à l'âge de l'enfant.

Recommandations sur la concentration et la quantité de dentifrice : à

partir de 3 ans, un dentifrice avec une trace de fluor (250 ppm) ; puis

progressivement jusqu’à 6 ans on augmente la quantité, 500 à

1 000 ppm. Après 6 ans 1 000 à 1 500 ppm, en continuant

d'augmenter la dose.

Les boissons acides telles que le Coca-Cola dissolvent le fluorure de

calcium déposé sur la surface des dents. Le fluorure de calcium a

par conséquent une durée de vie faible dans une bouche

fréquemment lavée par des sodas. L'application locale de fluor en


21 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

vue de prévenir ou de reminéraliser les lésions dentaires est sans

fondements théoriques[32].

Une ingestion excessive de fluor est toxique.

Toxicité et écotoxicité[modifier | modifier le code]

Écotoxicologie[modifier | modifier le code]

Du fluor gazeux et/ou particulaire est émis dans l'air par certaines

usines (Au début des années 1970, à titre d'exemple, à Martigny une

usine fonctionnant "en continu" produisait environ 10 000 t

d'aluminium par an, en rejetant 160 à 200 tonnes de fluor par an dans

l'air, dont 25 % environ sous forme gazeuse selon ADENU (1976),

conjointement à d'autres rejets gazeux acidifiants[33]. Le fluor est

émis sous diverses formes (ex : production d'aluminium, source de

fluor gazeux dont tétra-fluorure de silice (SiF4) et acide fluorhydrique

(HF), facilement combinés à la vapeur d'eau atmosphérique, puis

déposés sur les sols et les plantes, ou inhalés par des organismes

vivants)[33].

Le fluor particulaire est plus stable, mais en condition humide et/ou

acide va progressivement s’hydrolyser et peut alors pénétrer les

végétaux (y compris lichens, mousses et algues épiphytes ou

couvrant le sol[33].

Les fluorures ne persistent que peu dans l'air, expliquant que la

pollution par le fluor a des effets « localisés autour des sources

d'émission »[33], mais dans les vallées ou certains types de relief en

raison des vents, des dépôts importants peuvent être constatés à

des distances de 1 à 2 km voire plus du point d'émission[33]. Dans


22 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

les zones où l'air est pollué de manière chronique ou forte par du

fluor, des nécroses sont observées sur le lichen X. parietina (avec

changement de couleur, le lichen passant du jaune au noir) mais ces

effets peuvent aussi être induits par d'autres polluants tels que les

oxydes de soufre)[33].

Les sols (et/ou la nappe sous-jacente) peuvent aussi être pollués par

des sources industrielles de fluor[34]

Les cultures agricoles et fruitières ou la viticulture peuvent ainsi être

contaminés par des sources industrielles relativement distantes,

comme cela a été montré dans les années 1970 dans le Valais

(vignoble)[35].

Carte des risques pour le fluorure dans les eaux souterraines

Environ un tiers de la population mondiale consomme de l’eau

potable provenant des nappes phréatiques. Un nombre approximatif

de 300 millions de personnes puisent leur eau dans des nappes

phréatiques fortement polluées par de l’arsenic et du fluorure[36]. Ces

éléments traces sont le plus souvent d’origine naturelle et proviennent

des roches et des sédiments lessivés par l’eau. En 2008, l’Institut

Suisse de Recherche de l’Eau Eawag a présenté une nouvelle

méthode permettant d'établir des cartes des risques pour les

substances toxiques géogènes dans les eaux souterraines. Cela

permet de déterminer plus efficacement quelles sources devraient

être contrôlées[37],[38],[39],[40]. En 2016, le groupe de recherche a

mis ses connaissances en libre accès sur la plate-forme GAP

(Groundwater Assessment Platform / www.gapmaps.org). Celle-ci

permet aux spécialistes du monde entier de charger leurs propres

données de mesure, de les visualiser, et de créer des cartes des

risques pour des régions de leur choix. La plate-forme sert également


23 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

de forum d’échange de connaissances afin de contribuer au

développement de méthodes visant à éliminer les substances

toxiques de l’eau.

Toxicité aiguë et chronique par ingestion[modifier | modifier le

code]

< 1 mg/jour : protège de la carie dentaire

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

Fluorose dentaire :

stade 1 : Douteux : petites taches blanches ;

stade 2 : Fluorose très légère : liserés blancs sur les bords libres et

cuspides ;

stade 3 : Larges plaques blanchâtres ou brunâtres supérieures à

25 % de la surface dentaire ;

stade 4 : Fluorose modérée : colorations brunes, puis sur les faces

linguales et vestibulaires.

Règlementation[modifier | modifier le code]

Diverses normes et règlements existent, selon les pays et les

usages de certains produits.


24 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

En France : La fluoration de l’eau est autorisée sous forme

d'hexafluorosilicate de sodium[41] et d'acide hexafluorosilicique[42],

cependant peu d'informations sont disponibles sur son utilisation

réelle dans la production d'eau du robinet. En revanche la fluoration

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.

Notes et références[modifier | modifier le code]

Notes[modifier | modifier le code]

Références[modifier | modifier le code]

↑ a b c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and

Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd., 2804 p., Relié

(ISBN 978-1-420-09084-0)

1.

↑ (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc

Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et

Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,

2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)

2.

↑ Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse,

Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie, Cours,

QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, 710 p., Broché

3.


25 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

(ISBN 2100070355)

↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-

CRC, 2006, 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202

4.

↑ Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web

le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)

5.

↑ a et b Entrée « Fluorine » dans la base de données de produits

chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la

sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 21

août 2018 (JavaScript nécessaire)

6.

↑ (en) Jörn Schmedt auf der Günne, Martin Mangstl et Florian Kraus,

« Occurrence of Difluorine F2 in Nature—In Situ Proof and

Quantification by NMR Spectroscopy », Angewandte Chemie

International Edition, vol. 51, no 31, 27 juillet 2012, p. 7847–7849

(ISSN 1521-3773, DOI 10.1002/anie.201203515, lire en ligne [archive], consulté

le 9 mars 2018).

7.

↑ (en) Vinicius R. Celinski, Michael Ditter, Florian Kraus et Franz

Fujara, « Trace Determination and Pressure Estimation of Fluorine

F2 Caused by Irradiation Damage in Minerals and Synthetic

Fluorides », Chemistry – A European Journal, vol. 22, no 51, 19

décembre 2016, p. 18388–18393 (ISSN 1521-3765,

DOI 10.1002/chem.201603402, lire en ligne [archive], consulté le 9 mars 2018).

8.

↑ a b c d et e (en) « The discovery of fluoride and fluorine » [archive],

sur fluoride-history (consulté le 15 mars 2010)

9.

↑ a et b (en) « Fluorine (Fluor) » [archive] (consulté le 26 mars 2013)10.

↑ a b et c Henri Moissan, Recherches sur l'isolement du Fluor,

1887[lire en ligne [archive] (page consultée le 15 mars 2010)]

11.


26 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

↑ « Le fluor - F » [archive], sur site du Centre d'Étude et de

Recherches Vétérinaires et Agrochimiques (Belgique) (consulté le 15

mars 2010)

12.

↑ Greenwook N.N. & Earnshaw (2003). Chemistry of the Elements.

2e Ed, Elsevier Ed., p. 789.

13.

↑ (en) « Prix Nobel de la chimie 1906 » [archive], sur nobelprize

(consulté le 15 mars 2010)

14.

↑ (en) « Les termes en F » [archive], sur iaea : International Atomic

Energy Agency (consulté le 20 mars 2010)

15.

↑ (fr) « 18F » [archive], sur www-dsv.cea (consulté le 19 mars 2010)16.

↑ « Isotopes naturels du fluor » [archive], sur ktf-split (consulté le 20

mars 2010)

17.

↑ a et b (en) « Isotopes du fluor » [archive], sur

environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)

18.

↑ (en) « Isotopes de l'oxygène » [archive], sur environmentalchemistry


19.

↑ (en) « Isotopes du néon » [archive], sur environmentalchemistry


20.

↑ (en) « Le fluor 19 »(Archive • Wikiwix • Archive.is • Google • Que faire ?)


21.

↑ (en) « Le fluor 18 »(Archive • Wikiwix • Archive.is • Google • Que faire ?)


22.

↑ Henri Moissan, Le fluor et ses composés, A.-G. Lemale, 1900,

« Spectre du fluor »

23.

↑ « Le fluor » [archive], sur periodni (consulté le 20 mars 2010)24.


27 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

↑ Henri Moissan, Le fluor et ses composés, A.-G. Lemale, 1900,

« Densité du fluor »

25.

↑ (en) Pradyot Patnaik, A comprehensive guide to the hazardous

properties of chemical substances, 2007 (lire en ligne [archive]),

« Halogens, Halogens Oxides, and Interhalogen Compounds »,

p. 472

26.

↑ (en) Karl O. Christe, « Chemical synthesis of elemental fluorine »,

Inorganic Chemistry, vol. 25, no 21, 1er octobre 1986, p. 3721–3722

(ISSN 0020-1669, DOI 10.1021/ic00241a001, lire en ligne [archive], consulté le

15 décembre 2017).

27.

↑ a b c d e et f (en) N.N Greenwood, Chemistry of the elements, vol. 2,

Butterworth Heinemann, The Halogens

28.

↑ Comité des Salines de France, « Page sur le Fluor » [archive], sur

site du Comité des Salines de France (consulté le 15 mars 2010)

29.

↑ « Un front citoyen contre la fluoration de l’eau » [archive], sur

actualites-news-environnement (consulté le 15 mars 2010)

30.

↑ Fluor et prévention de la carie dentaire - Mise au point [archive] -

Agence française de sécurité sanitaire des produits de santé

(Afssaps), 23 décembre 2008

31.

↑ (en) J.M. ten Cate (dir.), M.J. Larsen (dir.), E.I.F. Pearce et O.

Fejerskov, Dental Caries : The Disease and its Clinical Management,

Blackwell Munksgaard, 2008, 2e éd., 616 p. (ISBN 9781405138895),

chap. 12 (« Chemical interactions between the tooth and oral

fluids »), p. 227

32.

↑ a b c d e et f Philippe Clerc et Pierre-Daniel Roh, « Effets du fluor sur

la végétation lichénique corticole autour de la région de Martigny

(VS) », Bulletin de la Murithienne, no 96, 1979, p. 23-41 (lire en

33.


28 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

ligne [archive])

↑ ex : Erb F, Haguenoer J.M & Brice A (1973) "Pollution fluorurée des

eaux de surface dans la région du nord de la France". Aspect

analytique-Incidence d'un important rejet industriel. Bulletin de

l’association pharmaceutique française pour l’hydrologie, (10), 9-20.

lien vers 1ère page de l'article [archive]

34.

↑ Quinche J.P (1973) La pollution des cultures arboricoles et viticoles

du Valais par le Fluor en 1970 et 1971. Rev. Suisse Vitic. Arboric.

Hortic. 5 (4)

35.

↑ « Eawag (2015) Geogenic Contamination Handbook – Addressing

Arsenic and Fluoride in Drinking Water. C.A. Johnson, A. Bretzler

(Eds.), Swiss Federal Institute of Aquatic Science and Technology

(Eawag), Duebendorf, Switzerland. » [archive]

36.

↑ Amini, M.; Mueller, K.; Abbaspour, K.C.; Rosenberg, T.; Afyuni, M.;

Møller, M.; Sarr, M.; Johnson, C.A., « Statistical modeling of global

geogenic fluoride contamination in groundwaters. », Environmental

Science and Technology, 42(10), 3662-3668, doi:10.1021/es071958y,

2008

37.

↑ Amini, M.; Abbaspour, K.C.; Berg, M.; Winkel, L.; Hug, S.J.; Hoehn,

E.; Yang, H.; Johnson, C.A., « Statistical modeling of global geogenic

arsenic contamination in groundwater. », Environmental Science and

Technology 42 (10), 3669-3675. doi:10.1021/es702859e, 2008

38.

↑ Winkel, L.; Berg, M.; Amini, M.; Hug, S.J.; Johnson, C.A.,

« Predicting groundwater arsenic contamination in Southeast Asia

from surface parameters. », Nature Geoscience, 1, 536–542.

doi:10.1038/ngeo254, 2008

39.

↑ Rodríguez-Lado, L.; Sun, G.; Berg, M.; Zhang, Q.; Xue, H.; Zheng,40.


29 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

Q.; Johnson, C.A., « Groundwater arsenic contamination throughout

China », Science, 341(6148), 866-868, doi:10.1126/science.1237484,

2013

↑ « NF EN 12174 » [archive], sur afnor.org, 2006 (consulté le 5 novembre

2010)

41.

↑ « NF EN 12175 » [archive], sur afnor.org, 2006 (consulté le 5 novembre

2010)

42.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Sur les autres projets Wikimedia :

Le fluor, sur Wikimedia Commons

fluor, sur le Wiktionnaire

Bibliographie[modifier | modifier le code]

Henri Moissan, Extrait des Annales de chimie et de physique :

Recherches sur l'isolement du fluor, vol. série 6, t. XII, Gauthier-

Villars, 1887

Henri Moissan, Le fluor et ses composés, G. Steinheil, 1900

Liens externes[modifier | modifier le code]

Effets sur la santé des fluorures [archive] - un résumé pour non-

spécialistes du rapport de l’OMS par GreenFacts

(en) « Technical data for Fluorine » [archive] (consulté le 23 avril 2016),

avec en sous-pages les données connues pour chaque isotope

(en) History of fluorine, fluoride, and fluoridation [archive]

(en) Images du fluor sous différentes formes [archive]


30 sur 31 14/08/2019 à 10 h 04

(en)/(fr) Environmental Health Criteria for Fluorides (EHC

227) [archive] publié en 2002 par l’OMS (Résumé et conclusions en

français)

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