Fluor

iso	AN	Période	MD	Ed	PD
iso	AN	Période	MD	MeV	PD
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

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, particulièrement 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.

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 jadis sous le nom d'émeraude de bohème), traitée par un acide, pouvait graver le verre ; Schwandhard utilisa cette propriété. Carl Scheele mais aussi 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 à cause de la dangerosité de ce produit.

Cet élément ne put être isolé pendant de nombreuses années, car, à peine scindé, il attaque immédiatement les restes de son composé. Mendeleïev l'a positionné 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 Deuxième 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 majorité 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 quand 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 majorité des éléments, surtout pour le silicium (Si), qu'il ne peut ni être préparé ni être conservé dans des récipients de verre (constitués essentiellement de silice SiO₂).

En solution, le fluor forme des ions fluorure F⁻.

Préparation

Le difluor, F₂, est actuellement 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 à peu près. 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 grande variété d'applications. Quelques exemples :

Le fluor entre dans la composition de matières plastiques à faible cœfficient de friction tel le Teflon (ou polytétrafluoroéthylène (PTFE) ) ;
De nombreux gaz fluorés, comme par exemple les fréons, sont utilisés comme fluide frigorigène dans les dispositifs 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 ainsi qu'à l'effet de serre ;
L'acide fluorhydrique (HF) a la propriété unique de pouvoir dissoudre presque l'ensemble des 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 ;
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 qui plus est d'une centaine de composés fluorés commerciaux, tel que le plastique haute température ;
L'isotope radioactif $18$ F 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, assez longue ;
Le fluorure de sodium a été utilisé comme insecticide, en particulier contre les cafards ou comme dératiseur ;
Des fluorures sont ajoutés au sel (42 % du sel vendu aux ménages français est iodé et fluoré^[3]) ainsi qu'aux dentifrices, ou quelquefois 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 pressions de consommateurs dans le monde^[4].
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...
Médicament : Prozac®, etc...
Résines fluorocarbonées diverses comme le PTFE (polytétrafluoroéthylène) commericalement connu sous la marque Teflon®

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 quelquefois 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 servant à 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 mondiale).

Le site internet québécois Action Fluor Québec explique la toxicité du fluor, contient un nombre impressionnant d'informations particulièrement bien documentées, mais aussi des statistiques de centres anti-poisons indiquant surtout le nombre d'intoxications aigües, ou de morts, causées par l'ingestion de quelques grammes uniquement 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. Ce dernier doit alors être étiqueté sel fluoré ou sel iodé et fluoré, ce qui veut dire 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

Ion fluorure

Liens externes

(en) History of fluorine, fluoride, and fluoridation
(en) Images du fluor sous différentes formes
(en) / (fr) Environmental Health Criteria for Fluorides (EHC 227) publié en 2002 par l'OMS (Résumé et conclusions en français)
(fr) Effets sur la santé des fluorures - un résumé pour non-spécialistes du rapport de l'OMS par GreenFacts

(fr) Document sur les dangers du fluor
(fr) Presse libre mondiale (Site internet québécois particulièrement complet d'information sur le fluor et d'alerte sur ses dangers)

Notes et références

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

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Métalloïdes	Non-métaux	Halogènes	Gaz rares
Métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Métaux de transition	Métaux pauvres
Lanthanides	Actinides	Superactinides	Éléments non classés

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