Fluor

Time you got around to sponsoring a child

Le fluor est un élément chimique de symbole F et de numéro atomique 9.

Oxygène - Fluor - Néon

F
Cl

image:F-TableImage.png
Table Complète

Général
Nom, Symbole, Numéro Fluor, F, 9
Série chimique Halogènes
Groupe, Période, Bloc 17 (VII), 2 , p
Masse volumique, Dureté kg/m³(273 K), NA
Couleur gaz jaune verdâtre clair

Propriétés atomiques
Masse atomique u
Rayon atomique (calc) pm
Rayon de covalence 71 pm
Rayon de van der Waals 147 pm
Configuration électronique He]2s² 2p⁵
Électrons par niveau d'énergie 2, 7
États d'oxydation -1 ( acide fort)
Structure cristalline cubique
Propriétés physiques
État de la matière non magnétique)
Température de fusion K
Température de vaporisation 85.03 K
Volume molaire ×10^-3 m³/mol
Énergie de vaporisation kJ/mol
Énergie de fusion 0.2552 kJ/mol
Pression de la vapeur NA
Vélocité du son NA
Divers
Électronégativité 3.98 (Échelle de Pauling))
Capacité calorique spécifique J/(kg*K)
Conductivité électrique no data
Conductivité thermique W/(m*K)
1^er Potentiel d'ionisation 1681.0 kJ/mol
2^e Potentiel d'ionisation 3374.2 kJ/mol
3^e Potentiel d'ionisation 6050.4 kJ/mol
4^e Potentiel d'ionisation 8407.7 kJ/mol
5^e Potentiel d'ionisation 11022.7 kJ/mol
6^e Potentiel d'ionisation 15164.1 kJ/mol
7^e Potentiel d'ionisation 17868 kJ/mol
8^e Potentiel d'ionisation 92038.1 kJ/mol
9^e Potentiel d'ionisation 106434.3 kJ/mol
Isotopes les plus stables

iso AN demi-vie MD Ed MeV PD
¹⁹F 100% F est stable avec 10 neutrons

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
C'est un gaz halogène jaune pâle, monovalent et toxique. De tous les éléments, c'est le plus chimiquement réactif et le plus électronégatif. Sous sa forme pure, il est fortement dangereux ; au contact de la peau, il provoque des brûlures chimiques.

Table of contents

1 Caractéristiques notables
2 Applications
3 Histoire

Caractéristiques notables

Le fluor pur est un gaz jaune pâle corrosif car 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 fluor réagit explosivement avec le dihydrogène. Dans un jet de gaz fluor, 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, qu'il ne peut ni être préparé ni être conservé dans des récipients de verre.

En solution, le fluor se trouve généralement sous forme d'ion fluorure F^-.

Applications

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 production d'uranium (avec l'hexafluorure) ainsi que 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 chlorofluorocabones ont été bannis de ces appliacations 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.
D'autre fluorures sont ajoutés aux dentifrices et dans certaines sources d'eau pour lutter contre les caries dentaires.

Histoire

Le fluor (du latin fluere signifiant flux ou fondant) est décrit par Georigius Agricola en 1529 sous sa forme de fluorite comme une substance utilisée pour promouvoir la fusion des métaux ou des minéraux. En 1670 Schwandhard remarqua que le verre était attaqué lorqu'il était exposé à de la fluorite traitée à l'acide. Karl Scheele ainsi que d'autres chercheurs plus tardifs tel que Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, et Louis Thenard firent tous des expériences avec de l'acide fluorhydrique (certaines se terminèrent en tragédie en raison de la dangerosité de ce produit).

Cet élément ne fut pas isolé pendant de nombreuses années, car à peine séparé, il attaque immédiatement les restes de son composé. Ce n'est qu'en 1886 que le fluor fut isolé par Henri Moissan, après 74 ans d'efforts continus.

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 était utilisé pour séparer les différents isotopes de l'uranium. Ce procedé est d'ailleurs toujours utilisé dans les applications d'énergie nucléaire.