Fluor
Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
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 et toxique.
C'est l'élément chimique le plus réactif. Il possède la plus forte électronégativité.
Très dangereux, il provoque des brûlures au contact de la peau.
Sommaire |
[modifier] Histoire
Le fluor (du latin fluere signifiant flux ou fondant) est décrit par Georgius Agricola en 1529 sous sa forme de fluorite comme une substance utilisée pour promouvoir la fusion des métaux ou des minéraux.
En 1670, Georges Core 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 fluor élémentaire apparaissait au pôle positif et l'hydrogène à la cathode. Moissan dû mener cette expérience à basse température, car le fluorure d'hydrogène (HF) bout à 19°C.
La première production commerciale 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 voloatil, était utilisé pour séparer les différents isotopes de l'uranium par diffusion gazeuse. Ce procédé est d'ailleurs toujours utilisé dans les applications d'énergie nucléaire.
[modifier] 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−.
[modifier] Utilisation
Le fluor est utilisé dans la production de matières plastiques à faible coefficient de friction tel le Teflon, ainsi que pour les gaz caloriporteurs halons tel que le fréon.
Autres utilisations :
- l'acide fluorhydrique (HF) est utilisé pour opacifier le verre dans les ampoules électriques et dans d'autres produits;
- 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;
- les hydrochlorofluorocarbones sont utilisés de manière extensive dans les systèmes de réfrigération et d'air conditionné. Les chlorofluorocarbones (CFC) ont été bannis de ces applications à cause de leur contribution probable au trou de la couche d'ozone. Ces deux classes de composés sont des gaz à effet de serre;
- le fluorure de sodium a été utilisé comme insecticide, particulièrement contre les cafards;
- des fluorures sont ajoutés aux dentifrices, ou parfois dans certaines sources d'eau ou dans certains aliments pour lutter contre les caries dentaires.
- l'hexafluorure d'uranium UF6 est utilisé pour séparer les différents isotopes de l'uranium par diffusion gazeuse.
[modifier] Le fluor et les dents
Le fluor a un important effet cario-statique.
Il agit en se fixant sur l'émail des dents : le 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.
[modifier] Toxicité aigüe et chronique par ingestion
- < 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.
[modifier] Voir aussi
[modifier] Liens externes
- (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
 |
Portail de la chimie – Accédez aux articles de Wikipédia concernant la chimie. |
