FLUOR: HISTOIRE, PROPRIÉTÉS, STRUCTURE, OBTENTION, RISQUES, UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le fluor est un élément chimique de symbole F et 17 conduit le groupe auquel appartiennent les halogènes. Il se distingue au-dessus des autres éléments du tableau périodique, pour être le plus réactif et électronégatif; Il réagit avec presque tous les atomes, il forme donc un nombre infini de sels et de composés organofluorés.

Dans des conditions normales, il s'agit d'un gaz jaune pâle, qui peut être confondu avec le vert jaunâtre. A l'état liquide, illustré sur l'image ci-dessous, sa couleur jaune s'intensifie un peu plus, qui disparaît complètement lorsqu'elle se solidifie à son point de congélation.

Fluor liquide dans un tube à essai. Source: Fulvio314

Telle est sa réactivité, malgré le caractère volatil de son gaz, qu'il reste piégé dans la croûte terrestre; notamment sous la forme de la fluorite minérale, connue pour ses cristaux violets. De plus, sa réactivité en fait une substance potentiellement dangereuse; il réagit vigoureusement à tout ce qu'il touche et s'enflamme.

Cependant, nombre de ses sous-produits peuvent être inoffensifs et même bénéfiques, selon leurs applications. Par exemple, l'utilisation la plus courante du fluorure, ajouté sous sa forme ionique ou minérale (comme les sels de fluorure), est dans la préparation de dentifrices fluorés, qui aident à protéger l'émail des dents.

Le fluor a la particularité de pouvoir stabiliser les nombres élevés ou les états d'oxydation de nombreux autres éléments. Plus le nombre d'atomes de fluor est élevé, plus le composé est réactif (sauf s'il s'agit d'un polymère). De même, ses effets avec les matrices moléculaires augmenteront; pour le meilleur ou pour le pire.

L'histoire

Utilisation de fluorite

En 1530, le minéralogiste allemand Georgius Agricola a découvert que le spath fluor minéral pouvait être utilisé dans la purification des métaux. Le spath fluor est un autre nom pour la fluorite, un minéral de fluor composé de fluorure de calcium (CaF ₂).

L'élément fluor n'avait pas été découvert à ce moment-là et le "fluoir" dans la fluorite venait du mot latin "fluere" qui signifie "couler"; puisque c'était précisément ce que faisaient le spath fluor ou la fluorite avec les métaux: cela les aidait à sortir de l'échantillon.

Préparation d'acide fluorhydrique

En 1764, Andreas Sigismud Margraff réussit à préparer de l'acide fluorhydrique en chauffant la fluorite avec de l'acide sulfurique. Les cornues en verre ont été fondues sous l'action de l'acide, le verre a donc été remplacé par des métaux.

Il est également attribué à Carl Scheele en 1771, la préparation de l'acide par la même méthode suivie par Margraff. En 1809, le scientifique français André-Marie Ampère a proposé que l'acide fluorique ou fluorhydrique était un composé composé d'hydrogène et d'un nouvel élément similaire au chlore.

Les scientifiques ont essayé d'isoler le fluorure en utilisant de l'acide fluorhydrique pendant une longue période; mais sa dangerosité rendait difficile le progrès en ce sens.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac et Jacques Thénard ont eu de fortes douleurs lorsqu'ils ont inhalé du fluorure d'hydrogène (acide fluorhydrique sans eau et sous forme gazeuse). Les scientifiques Paulin Louyet et Jerome Nickles sont morts d'un empoisonnement dans des circonstances similaires.

Edmond Frémy, un chercheur français, a tenté de créer de l'acide fluorhydrique sec pour éviter la toxicité du fluorure d'hydrogène en acidifiant le bifluorure de potassium (KHF ₂), mais lors de l'électrolyse, il n'y avait pas de conduction de courant électrique.

Isolement

En 1860, le chimiste anglais George Gore a tenté d'électrolyse de l'acide fluorhydrique sec et a réussi à isoler une petite quantité de fluor gazeux. Cependant, une explosion s'est produite lorsque l'hydrogène et le fluor se sont violemment recombinés. Gore a attribué l'explosion à une fuite d'oxygène.

En 1886, le chimiste français Henri Moisson réussit à isoler le fluor pour la première fois. Auparavant, le travail de Moisson avait été interrompu quatre fois par une grave intoxication au fluorure d'hydrogène alors qu'il tentait d'isoler l'élément.

Moisson était un élève de Frémy et s'est appuyé sur ses expériences pour isoler le fluor. Moisson a utilisé un mélange de fluorure de potassium et d'acide fluorhydrique dans l'électrolyse. La solution résultante conduit l'électricité et le fluor gazeux collectés à l'anode; c'est-à-dire au niveau de l'électrode chargée positivement.

Moisson a utilisé un équipement résistant à la corrosion, dans lequel les électrodes étaient constituées d'un alliage de platine et d'iridium. Lors de l'électrolyse, il a utilisé un récipient en platine et refroidi la solution d'électrolyte à une température de -23 ° F (-31 ° C).

Enfin, le 26 juin 1886, Henri Moissson réussit à isoler le fluor, un travail qui lui permit de remporter le prix Nobel en 1906.

Intérêt pour le fluor

L'intérêt pour la recherche sur le fluorure a été perdu pendant un certain temps. Cependant, le développement du projet Manhattan pour la production de la bombe atomique, le dynamise à nouveau.

La société américaine Dupont a développé, entre les années 1930 et 1940, des produits fluorés tels que les chlorofluorocarbures (Fréon-12), utilisés comme réfrigérants; et le plastique polytétrafluoroéthylène, mieux connu sous le nom de Téflon. Cela a entraîné une augmentation de la production et de la consommation de fluor.

En 1986, lors d'une conférence marquant un siècle d'isolement du fluor, le chimiste américain Karl O. Christe a présenté une méthode chimique de préparation du fluor par réaction entre K ₂ MnF ₆ et SbF ₅.

Proprietes physiques et chimiques

Apparence

Le fluor est un gaz jaune pâle. À l'état liquide, il est jaune vif. Pendant ce temps, le solide peut être opaque (alpha) ou transparent (bêta).

Numéro atomique (Z)

9.

Poids atomique

18 998 unités

Point de fusion

-219,67 ° C

Point d'ébullition

-188,11 ° C

Densité

À température ambiante: 1,696 g / L.

Au point de fusion (liquide): 1,505 g / ml.

Chaleur de vaporisation

6,51 kJ / mol.

Capacité calorique molaire

31 J / (mol K).

La pression de vapeur

À une température de 58 K, il a une pression de vapeur de 986,92 atm.

Conductivité thermique

0,0277 W / (m K)

Ordre magnétique

Diamagnétique

Odeur

Odeur caractéristique piquante et piquante, détectable même à 20 ppb.

Numéros d'oxydation

-1, qui correspond à l'anion fluorure, F ^-.

Énergie d'ionisation

-Premier: 1681 kJ / mol

-Second: 3374 kJ / mol

-Troisième: 6,147 KJ / mol

Electronégativité

3.98 sur l'échelle de Pauling.

C'est l'élément chimique avec les électronégativités les plus élevées; c'est-à-dire qu'il a une forte affinité pour les électrons des atomes avec lesquels il se lie. Pour cette raison, les atomes de fluor génèrent de grands moments dipolaires dans des régions spécifiques d'une molécule.

Son électronégativité a également un autre effet: les atomes qui lui sont liés perdent tellement de densité électronique qu'ils commencent à acquérir une charge positive; c'est un nombre d'oxydation positif. Plus il y a d'atomes de fluor dans un composé, l'atome central aura un indice d'oxydation plus positif.

Par exemple, dans OF _{2, l'} oxygène a un indice d'oxydation de +2 (O ²⁺ F ₂ ^-); dans l'UF ₆, l'uranium a un indice d'oxydation de +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-); la même chose se produit avec le soufre dans SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^-); et enfin il y a AgF ₂, où l'argent a même un indice d'oxydation de +2, rare pour lui.

Par conséquent, les éléments parviennent à participer avec leurs indices d'oxydation les plus positifs lorsqu'ils forment des composés avec du fluor.

Agent d'oxydation

Le fluor est l'élément oxydant le plus puissant, donc aucune substance n'est capable de l'oxyder; et pour cette raison, il n'est pas de nature libre.

Réactivité

Le fluor est capable de se combiner avec tous les autres éléments sauf l'hélium, le néon et l'argon. Il n'attaque pas non plus l'acier doux ou le cuivre à des températures normales. Réagit violemment avec les matières organiques telles que le caoutchouc, le bois et le tissu.

Le fluor peut réagir avec le xénon de gaz rare pour former le difluorure de xénon oxydant fort, XeF ₂. Il réagit également avec l'hydrogène pour former un halogénure, du fluorure d'hydrogène, HF. À son tour, le fluorure d'hydrogène se dissout dans l'eau pour produire le célèbre acide fluorhydrique (sous forme de verre).

L'acidité des acides acides, classée par ordre croissant, est:

HF <HCl <HBr <HI

L'acide nitrique réagit avec le fluor pour former du nitrate de fluor, FNO ₃. Pendant ce temps, l'acide chlorhydrique réagit vigoureusement avec le fluor pour former HF, OF ₂ et ClF ₃.

Structure et configuration électronique

Molécule diatomique

Molécule de fluor représentée avec un modèle de remplissage spatial. Source: Gabriel Bolívar.

L'atome de fluor dans son état fondamental a sept électrons de valence, qui sont dans les orbitales 2s et 2p selon la configuration électronique:

2s ² 2p ⁵

La théorie des liaisons de valence (TEV) stipule que deux atomes de fluor, F, sont liés de manière covalente pour chacun compléter son octet de valence.

Cela se produit rapidement car il suffit d'un seul électron pour devenir isoélectronique par rapport au gaz rare néon; et ses atomes sont très petits, avec une charge nucléaire efficace très forte qui exige facilement des électrons de l'environnement.

La molécule F ₂ (image du haut), a une seule liaison covalente, FF. Malgré sa stabilité par rapport aux atomes de F libres, c'est une molécule très réactive; homonucléaire, apolaire et avide d'électrons. C'est pourquoi le fluor, comme le F ₂, est une espèce très toxique et dangereuse.

Parce que F ₂ est apolaire, ses interactions dépendent de sa masse moléculaire et des forces de diffusion de Londres. À un moment donné, le nuage électronique autour des deux atomes F doit se déformer et donner naissance à un dipôle instantané qui en induit un autre dans une molécule voisine; de sorte qu'ils s'attirent lentement et faiblement.

Liquide et solide

La molécule F ₂ est très petite et diffuse dans l'espace relativement rapidement. Dans sa phase gazeuse, il présente une couleur jaune pâle (qui peut être confondue avec un vert citron). Lorsque la température descend à -188 ° C, les forces de dispersion deviennent plus efficaces, provoquant une fusion suffisante des molécules F ₂ pour définir un liquide.

Le fluor liquide (première image) semble encore plus jaune que son gaz respectif. Dans celui-ci, les molécules F ₂ sont plus proches et interagissent avec la lumière à un degré plus élevé. Fait intéressant, une fois que le cristal de fluor cubique déformé est formé à -220 ° C, la couleur s'estompe et reste sous forme d'un solide transparent.

Maintenant que les molécules F ₂ sont si proches les unes des autres (mais sans que leurs rotations moléculaires s'arrêtent), il semble que leurs électrons acquièrent une certaine stabilité et, par conséquent, leur saut électronique est trop important pour que la lumière interagisse même avec le cristal.

Phases cristallines

Ce cristal cubique correspond à la phase β (ce n'est pas un allotrope car il reste le même F ₂). Lorsque la température baisse encore plus, jusqu'à -228 ºC, le fluor solide subit une transition de phase; le cristal cubique devient monoclinique, la phase α:

Structure cristalline de la phase alpha du fluor. Source: Benjah-bmm27.

Contrairement à β-F ₂, α-F ₂ est opaque et dur. C'est peut-être parce que les molécules F ₂ n'ont plus autant de liberté de rotation dans leurs positions fixes dans les cristaux monocliniques; où ils interagissent davantage avec la lumière, mais sans exciter leurs électrons (ce qui expliquerait superficiellement leur opacité).

La structure cristalline de α-F ₂ était difficile à étudier par les méthodes classiques de diffraction des rayons X. En effet, la transition de la phase β à la phase α est très exothermique; raison pour laquelle le cristal a explosé pratiquement, en même temps qu'il interagissait peu avec le rayonnement.

Il a fallu une cinquantaine d'années avant que des scientifiques allemands (Florian Kraus et al.) Décryptent complètement la structure de α-F ₂ avec une plus grande précision grâce aux techniques de diffraction neutronique.

Où trouver et obtenir

Le fluor se classe 24e parmi les éléments les plus courants de l'univers. Cependant, la masse terrestre contient 13 ^vo élément, avec une concentration de 950 ppm dans la croûte et une concentration de 1,3 ppm dans l'eau de mer.

Les sols ont une concentration de fluorure comprise entre 150 et 400 ppm, et dans certains sols, la concentration peut atteindre 1 000 ppm. Dans l'air atmosphérique, il est présent à une concentration de 0,6 ppb; mais jusqu'à 50 ppb ont été enregistrés dans certaines villes.

Le fluor est obtenu principalement à partir de trois minéraux: la fluorite ou fluorospar (CaF ₂), la fluoroapatite et la cryolite (Na ₃ AlF ₆).

Traitement de la fluorite

Après avoir collecté les roches avec la fluorite minérale, elles sont soumises à un concassage primaire et secondaire. Avec le concassage secondaire, de très petits fragments de roche sont obtenus.

Les fragments de roche sont ensuite transportés dans un broyeur à boulets pour être réduits en poudre. De l'eau et des réactifs sont ajoutés pour former une pâte, qui est placée dans un réservoir de flottation. De l'air est injecté sous pression pour former des bulles, et ainsi la fluorite finit par flotter sur la surface aqueuse.

Les silicates et les carbonates se déposent tandis que la fluorite est collectée et acheminée vers les fours de séchage.

Une fois le fluorite obtenu, il est mis à réagir avec de l'acide sulfurique pour produire du fluorure d'hydrogène:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Electrolyse du fluorure d'hydrogène

Dans la production de fluor, la méthode utilisée par Moisson en 1886 est suivie, avec quelques modifications.

Une électrolyse est faite d'un mélange de fluorure de potassium fondu et d'acide fluorhydrique, avec un rapport molaire de 1: 2,0 à 1: 2,2. La température du sel fondu est de 70 à 130 ° C.

La cathode est constituée d'un alliage ou d'un acier Monel et l'anode est en dégraphite de carbone. Le processus de production de fluor pendant l'électrolyse peut être décrit comme suit:

2HF => H ₂ + F ₂

L'eau est utilisée pour refroidir la chambre d'électrolyse, mais la température doit être supérieure au point de fusion de l'électrolyte pour éviter la solidification. L'hydrogène produit par électrolyse est collecté à la cathode, tandis que le fluor à l'anode.

Les isotopes

Le fluor a 18 isotopes, le ¹⁹ F étant le seul isotope stable avec une abondance de 100%. Le ¹⁸ F a une demi-vie de 109,77 minutes et est l'isotope radioactif du fluor avec la demi - vie la plus longue. Le ¹⁸ F est utilisé comme source de positrons.

Rôle biologique

Il n'y a pas d'activité métabolique connue du fluor chez les mammifères ou les plantes supérieures. Cependant, certaines plantes et éponges marines synthétisent le monofluoroacétate, un composé toxique, qu'elles utilisent comme protection pour empêcher sa destruction.

Des risques

Une consommation excessive de fluorure a été associée à une fluorose osseuse chez les adultes et à une fluorose dentaire chez les enfants, ainsi qu'à des altérations de la fonction rénale. Pour cette raison, le US Public Health Service (PHS) a suggéré que la concentration de fluorure dans l'eau potable ne devrait pas être supérieure à 0,7 mg / L.

Pendant ce temps, l'Agence américaine de protection de l'environnement (EPA) a établi que la concentration de fluorure dans l'eau potable ne devrait pas être supérieure à 4 mg / L, afin d'éviter la fluorose squelettique, dans laquelle le fluorure s'accumule dans les os. Cela peut entraîner un affaiblissement des os et des fractures.

Le fluor a été associé à des lésions de la glande parathyroïde, avec une diminution du calcium dans les structures osseuses et des concentrations élevées de calcium dans le plasma.

Parmi les altérations attribuées à un excès de fluor, on peut citer: la fluorose dentaire, la fluorose squelettique et les lésions de la glande parathyroïde.

Fluorose dentaire

La fluorose dentaire se produit avec de petites stries ou des taches dans l'émail des dents. Les enfants de moins de 6 ans ne doivent pas utiliser de rince-bouche contenant du fluor.

Fluorose squelettique

Dans la fluorose squelettique, des douleurs et des dommages aux os, ainsi qu'aux articulations, peuvent être diagnostiqués. L'os peut durcir et perdre de son élasticité, augmentant le risque de fractures.

Applications

Dentifrice

Certains sels inorganiques de fluorure sont utilisés comme additif dans la formulation des dentifrices, dont il a été démontré qu'ils aident à protéger l'émail des dents. Source: Pxhere.

Nous commençons par la section sur les utilisations du fluor avec la plus connue: celle de servir comme composant de nombreux dentifrices. Ce n'est pas la seule utilisation où le contraste entre sa molécule extrêmement toxique et dangereuse F ₂ et l'anion F ^- est apprécié, ce qui en fonction de son environnement peut être bénéfique (bien que parfois non).

Lorsque nous mangeons des aliments, en particulier des sucreries, les bactéries les décomposent en augmentant l'acidité de notre salive. Puis vient un point où le pH est suffisamment acide pour dégrader et déminéraliser l'émail des dents; l'hydroxyapatite se décompose.

Cependant, dans ce processus, les ions F ^- interagissent avec le Ca ²⁺ pour former une matrice de fluorapatite; plus stable et durable que l'hydroxyapatite. Ou du moins, c'est le mécanisme proposé pour expliquer l'action de l'anion fluorure sur les dents. Il est susceptible d'être plus complexe et d'avoir un équilibre hydroxyapatite-fluorapatite dépendant du pH.

Ces F ^- anions sont disponibles dans les dents dentaires sous forme de sels; tels que: NaF, SnF ₂ (le fameux fluorure stanneux) et NaPOF. Cependant, la concentration de F ^- doit être faible (moins de 0,2%), sinon elle provoque des effets négatifs sur le corps.

Fluoration de l'eau

Tout comme le dentifrice, des sels de fluor ont été ajoutés aux sources d'eau potable pour lutter contre les caries chez ceux qui en boivent. La concentration doit encore être bien inférieure (0,7 ppm). Cependant, cette pratique fait souvent l'objet de méfiance et de controverse, car on lui a attribué des effets cancérigènes possibles.

Agent d'oxydation

Le gaz F ₂ se comporte comme un oxydant très puissant. Cela fait brûler de nombreux composés plus rapidement que lorsqu'ils sont exposés à l'oxygène et à une source de chaleur. C'est pourquoi il a été utilisé dans des mélanges de carburants pour fusées, dans lesquels il peut même remplacer l'ozone.

Polymères

Dans de nombreuses utilisations, les apports du fluor ne sont pas dus à F ₂ ou F ^-, mais directement à leurs atomes électronégatifs dans le cadre d'un composé organique. Essentiellement, nous parlons d'un lien CF.

Selon la structure, les polymères ou les fibres avec des liaisons CF sont généralement hydrophobes, ils ne se mouillent donc pas ou ne résistent pas à l'attaque de l'acide fluorhydrique; Ou mieux encore, ils peuvent être d'excellents isolants électriques et des matériaux utiles à partir desquels des objets tels que des tuyaux et des joints sont fabriqués. Le téflon et le naphion sont des exemples de ces polymères fluorés.

Pharmaciens

La réactivité du fluor rend son utilisation pour la synthèse de multiples composés fluorés inorganiques ou organiques discutable. Dans les matières organiques, en particulier celles à effets pharmacologiques, le remplacement d'un de leurs hétéroatomes par des atomes F augmente (positivement ou négativement) leur action sur leur cible biologique.

C'est pourquoi dans l'industrie pharmaceutique la modification de certains médicaments est toujours sur la table en ajoutant des atomes de fluor.

La même chose se produit avec les herbicides et les fongicides. Le fluorure qu'ils contiennent peut augmenter leur action et leur efficacité sur les insectes et les champignons nuisibles.

Gravure sur verre

L'acide fluorhydrique, en raison de son agressivité vis-à-vis du verre et de la céramique, a été utilisé pour graver des pièces minces et délicates de ces matériaux; généralement destinés à la fabrication de microcomposants d'ordinateurs, ou à des ampoules électriques.

Enrichissement d'uranium

L'une des utilisations les plus pertinentes du fluor élémentaire est d'aider à enrichir l'uranium sous forme de ²³⁵ U. Pour cela, les minéraux d'uranium sont dissous dans l'acide fluorhydrique, produisant de l'UF ₄. Ce fluorure inorganique réagit alors avec F ₂, se transformant ainsi en UF ₆ (²³⁵ UF ₆ et ²³⁸ UF ₆).

Par la suite, et au moyen d'une centrifugation gazeuse, le ²³⁵ UF ₆ est séparé du ²³⁸ UF ₆ pour être ensuite oxydé et stocké comme combustible nucléaire.

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