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
[http://www.fluoride-history.de/fluorine.htm].
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 dû 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 oeuvre 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.
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−.
Préparation
Le
difluor, 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 KHF
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 HF → F(g) + 2 HF + 2 e
A la cathode (en métal), du dihydrogène est produit :
4 HF + 2 e → H(g) + 2 HF
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. 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 + 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 :
- Le fluor entre dans la composition de matières plastiques à faible coefficient de friction tel le Teflon (ou polytétrafluoréthylène (PTFE)) ;
- De nombreux gaz fluorés, comme par exemple le fréon, sont utilisés en tant que fluide frigorigène dans les systèmes de réfrigération et d'air conditionné. Les chlorofluorocarbones (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 siliciums dans l'industrie des semi-conducteur, 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 ;
- La cryolithe, un minéral composé de fluorure de sodium et d'aluminium (NaAlF), 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 ;
- Le fluorure de sodium a été utilisé comme insecticides, particulièrement contre les cafard ou comme dératiseur ;
- Des fluorures sont ajoutés aux dentifrices, ou parfois dans certaines sources d'eau ou dans certains aliments pour lutter contre les caries dentaires. Cette utilisation est contesté par différentes associations et groupes de pressions de consommateurs dans le monde
[http://www.actualites-news-environnement.com/20070406-citoyen-fluoration-eau.php].
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
En France, la fluoration de l'eau est interdite.
Voir aussi
Liens externes
Notes et références
Fluor
Fluori
Fluor
Fluor
