Fluor

Iso	AN	Période	MD	Ed	PD
Iso	AN	Période	MD	MeV	PD
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

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Un tube contenant du fluor dans un bain de liquide cryogénique

Le fluor est un élément chimique de symbole F et de numéro atomique 9. Il s'agit du premier élément de la famille des halogènes, de masse atomique 19.

C’est l’élément chimique le plus réactif, d'ailleurs il est généralement lié à d'autres éléments^{[note 1]}^[6]. Il possède la plus forte électronégativité, d'une valeur de 3,98. Il est le 13^e élément le plus abondant dans la croûte terrestre. Le seul isotope stable est ¹⁹F. L'autre isotope le moins instable est ¹⁸F et sa demi-vie est un peu moins de 2 heures. Dans ce cas, il se transforme ensuite en oxygène dans 97 % des cas par désintégration bêta et dans 3 % des cas par capture électronique.

Sa température de fusion est de -219 °C et sa température d'ébullition est de -188 °C, températures entre lesquelles le fluor est liquide, avec une masse volumique de 1 500 kg·m^-3. Aux conditions normales de température et de pression, le fluor se présente sous forme de difluor F₂, un gaz diatomique jaune pâle, très toxique et extrêmement corrosif. Le fluor provoque de très graves brûlures au contact de la peau, des muqueuses, et des os. Georgius Agricola décrivait déjà l'existence du fluor en 1530 mais cet élément n'a été isolé qu'en 1886 par Henri Moissan.

Quelques plantes et certaines bactéries peuvent synthétiser des composés fluorés, mais le fluor n'a aucun rôle métabolique chez les mammifères.

Histoire[modifier | modifier le code]

Le fluor (du latin fluere signifiant flux ou fondant) est d'abord mentionné au XVI^e 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^[7].

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^[7].

Inspiré par les publications d'Andreas Marggraf, Carl Scheele commença dès 1771 à chercher la nature chimique du fluor, ainsi que le détails 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 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^[7].

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 (du grec : « destructif »), 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^[7].

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

Gay-Lussac et Thénard furent les premiers à tenter d'isoler le fluor. 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^[7].

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^[8].

Humphry Davy chercha à montrer que l'acide fluorhydrique ne 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^[9].

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^[9]. 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^[10].

Travaux de Moissan[modifier | modifier le code]

Henri Moissan, premier chimiste à avoir isolé le fluor

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 sa classification périodique en 1869, mais 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^[11]. 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^[9]. Cette découverte, rapportée à l'Académie des sciences deux jours plus tard, lui valut le prix Nobel de chimie en 1906^[12]. Elle fut l'occasion de l'élaboration d'un instrument révolutionnaire : le four à arc électrique. Moissan réussit là où des chimistes parmi les plus grands avaient échoué : 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 physiques[modifier | modifier le code]

Le fluor est le premier élément de la colonne des halogènes. C'est un gaz jaune verdâtre d'une odeur piquante et irritante^[13], 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. C'est un élément très actif chimiquement, rarement monoatomique.

Un atome de fluor possède 9 électrons qui gravitent autour du noyau, sa configuration électronique peut s'écrire 1s² 2s² 2p⁵ ou [He](2s)²(2p)⁵. Sa structure électronique s'écrit (K)²(L)⁷. Pour que le fluor respecte la règle de l'octet, il gagne un dixième électron en formant l'ion fluorure F^- pour avoir 8 électrons sur sa couche externe.

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^[14].

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes du fluor.

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).

{}^{18}_{8}{\rm O} + {}^{1}_{1}{\rm H} \lrarr {}^{19}_{9}{\rm F} + \gamma

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 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^-+^{19}\hbox{Ne}\rightarrow^{19}\hbox{F}+\bar{\nu}_e

{}^{19}\hbox{O}\;\to\;^{19}\hbox{F}^+\;+\;e^-+\bar{\nu}_e

Le fluor 19 possède 19 nucléons dont 10 neutrons et 9 protons, atome de masse atomique de 18,9984032 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 18,0009377 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[modifier | modifier le code]

Au XIX^e siècle, peu de temps avant l'isolation de l'élément, le savant Georges Salet a déterminé quelques raies du fluor en comparant les spectres 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].

Combustion[modifier | modifier le code]

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 et avec l'eau, même à basse température, et forme de l'ozone et de l'acide fluorhydrique^[24].

3F₂ + 3H₂O → O₃ + 6HF

Gaz[modifier | modifier le code]

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Plasma[modifier | modifier le code]

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Liquide[modifier | modifier le code]

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Solide[modifier | modifier le code]

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Composés[modifier | modifier le code]

Le difluor pur est un gaz jaune pâle corrosif : c’est un oxydant puissant. Élément le plus réactif et le plus électronégatif, il forme des composés avec la plupart des autres éléments, y compris les gaz rares xénon et radon avec lesquels il réagit directement.

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). 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.

Minéraux[modifier | modifier le code]

Parmi ceux-ci, la fluorine est un fluorure de calcium de composition CaF₂.

Préparation[modifier | modifier le code]

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 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. La réaction est :

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

Ce procédé est anecdotique car inexploitable industriellement.

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 Teflon® ;
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 ;
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 $^{18}$ 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, 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^[25]) 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 pressions de consommateurs dans le monde^[26].
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.

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^[8], 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.

Rôle biologique et toxicité[modifier | modifier le code]

Le fluor a un important 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 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, surtout les plus 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 1000 ppm. Après 6 ans 1 000 à 1 500 ppm, en continuant d'augmenter la dose.

Il faut rester prudent, car une ingestion excessive de fluor est toxique.

Toxicité aigüe et chronique par ingestion[modifier | modifier le code]

< 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

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.

En France : La fluoration de l’eau est autorisée sous forme d'hexafluorosilicate de sodium^[27] et d'acide hexafluorosilicique^[28], 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]

↑ Le fluor gazeux peut néanmoins se trouver exceptionnellement à l'état naturel, dans un minéral appelé antozonite.

Références[modifier | modifier le code]

↑ ^{a, b, c et d} (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90^e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
↑ Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
↑ (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)
↑ 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) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC,‎ 2006, 87^e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202
↑ (en) « First direct evidence that elemental fluorine occurs in nature », sur https://www.tum.de
↑ ^{a, b, c, d et e} (en) « The discovery of fluoride and fluorine », sur fluoride-history (consulté le 15 mars 2010)
↑ ^{a et b} (en) « Fluorine (Fluor) » ^{(Archive • Wikiwix • Archive.is • Google • Que faire ?)}, consulté le 2013-03-26
↑ ^{a, b et c} Henri Moissan, Recherches sur l'isolement du Fluor,‎ 1887[lire en ligne]
↑ « Le fluor - F », sur site du Centre d'Étude et de Recherches Vétérinaires et Agrochimiques (Belgique) (consulté le 15 mars 2010)
↑ Greenwook N.N. & Earnshaw (2003). Chemistry of the Elements. 2^e Ed, Elsevier Ed., p. 789.
↑ (en) « Prix nobel de la chimie 1906 », sur nobelprize (consulté le 15 mars 2010)
↑ (fr) « Le fluor », sur periodni (consulté le 20 mars 2010)
↑ Henri Moissan, Le fluor et ses composés, A.-G. Lemale,‎ 1900, « Densité du fluor »
↑ (en) « Les termes en F », sur iaea : International Atomic Energy Agency (consulté le 20 mars 2010)
↑ (fr) « 18F », sur www-dsv.cea (consulté le 19 mars 2010)
↑ (fr) « Isotopes naturels du fluor », sur ktf-split (consulté le 20 mars 2010)
↑ ^{a et b} (en) « Isotopes du fluor », sur environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)
↑ (en) « Isotopes de l'oxygène », sur environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)
↑ (en) « Isotopes du néon », sur environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)
↑ (en) « Le fluor 19 » ^{(Archive • Wikiwix • Archive.is • Google • Que faire ?)}, consulté le 2013-03-26
↑ (en) « Le fluor 18 » ^{(Archive • Wikiwix • Archive.is • Google • Que faire ?)}, consulté le 2013-03-26
↑ Henri Moissan, Le fluor et ses composés, A.-G. Lemale,‎ 1900, « Spectre du fluor »
↑ (en) Pradyot Patnaik, A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances,‎ 2007 (lire en ligne), « Halogens, Halogens Oxides, and Interhalogen Compounds », p. 472
↑ (fr) Comité des Salines de France, « Page sur le Fluor », sur site du Comité des Salines de France (consulté le 15 mars 2010)
↑ (fr) « Un front citoyen contre la fluoration de l’eau », sur actualites-news-environnement (consulté le 15 mars 2010)
↑ (fr) « NF EN 12174 », sur afnor.org,‎ 2006 (consulté le 5 novembre 2010)
↑ (fr) « NF EN 12175 », sur afnor.org,‎ 2006 (consulté le 5 novembre 2010)

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]

(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

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Métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Métaux de transition	Métaux pauvres
Lanthanides	Actinides	Superactinides	Éléments non classés

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[6] Le fluor gazeux peut néanmoins se trouver exceptionnellement à l'état naturel, dans un minéral appelé antozonite.

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Fluor

Sommaire

Histoire[modifier | modifier le code]

Découvertes incomplètes[modifier | modifier le code]

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

Travaux de Moissan[modifier | modifier le code]

Propriétés physiques[modifier | modifier le code]

Isotopes[modifier | modifier le code]

Spectre[modifier | modifier le code]

Combustion[modifier | modifier le code]

Gaz[modifier | modifier le code]

Plasma[modifier | modifier le code]

Liquide[modifier | modifier le code]

Solide[modifier | modifier le code]

Composés[modifier | modifier le code]

Minéraux[modifier | modifier le code]

Préparation[modifier | modifier le code]

Utilisation[modifier | modifier le code]

Rôle biologique et toxicité[modifier | modifier le code]

Toxicité aigüe et chronique par ingestion[modifier | modifier le code]

Règlementation[modifier | modifier le code]

Notes et références[modifier | modifier le code]

Notes[modifier | modifier le code]

Références[modifier | modifier le code]

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Bibliographie[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]

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