Introduction
Le fluor, de symbole F et de numéro atomique 9, est le premier élément du groupe des halogènes (groupe 17). Sa position en haut de ce groupe lui confère des propriétés extrêmes : il est le plus petit, le plus léger et le plus réactif de tous les halogènes. Son histoire est marquée par la difficulté de son isolement, tant sa réactivité est grande, et par son impact majeur, tant positif que négatif, sur la santé publique et l'industrie moderne.
Description
Le fluor est un non-métal qui existe à l'état naturel principalement sous forme de minéraux comme la fluorite (CaF₂), la cryolite (Na₃AlF₆) et l'apatite. Il ne se trouve jamais libre dans la nature en raison de sa réactivité. Sous forme élémentaire, c'est un gaz jaune pâle, d'odeur piquante et irritante. Il réagit violemment avec presque toutes les substances, y compris les métaux, le verre, l'eau et les matières organiques, souvent avec inflammation ou explosion. Sa chimie est dominée par sa forte électronégativité (la plus élevée, 3.98 sur l'échelle de Pauling) et sa petite taille, ce qui lui permet de former des liaisons très fortes, notamment avec le carbone, donnant naissance aux composés fluorocarbonés. L'ion fluorure (F⁻) est sa forme stable en solution aqueuse.
Histoire
L'histoire du fluor est une saga de dangers et de persévérance. Des composés du fluor comme la fluorite étaient utilisés dès l'Antiquité comme fondant en métallurgie. En 1670, le verrier Heinrich Schwanhard découvrit que la fluorite traitée à l'acide attaquait le verre, mais la nature de l'agent actif restait inconnue. Au début du XIXe siècle, des chimistes comme André-Marie Ampère et Humphry Davy suggérèrent l'existence d'un nouvel élément, analogue au chlore. L'isolement du fluor pur se révéla extrêmement dangereux, coûtant la santé, voire la vie, à plusieurs chercheurs (les 'martyrs du fluor'). Ce n'est qu'en 1886 que le chimiste français Henri Moissan réussit à isoler le fluor gazeux par électrolyse d'un mélange de fluorure de potassium et d'acide fluorhydrique liquide, à basse température, utilisant des électrodes en platine-iridium. Cette prouesse lui valut le prix Nobel de chimie en 1906.
Caracteristiques
Numéro atomique : 9. Masse atomique : 18,998 u. Point de fusion : -219,67 °C. Point d'ébullition : -188,11 °C. État à température ambiante : Gaz. Configuration électronique : [He] 2s² 2p⁵. Le fluor possède un seul isotope stable, le ¹⁹F. Sa réactivité est telle qu'il forme des composés avec les gaz nobles comme le xénon et le krypton. L'acide fluorhydrique (HF), un de ses composés les plus importants, est un acide faible mais possède la propriété unique de dissoudre la silice et le verre, ce qui le rend indispensable pour la gravure et le nettoyage industriel. Les composés organofluorés, comme les chlorofluorocarbures (CFC, aujourd'hui interdits), les hydrofluorocarbures (HFC) et le polytétrafluoroéthylène (PTFE, Téflon), sont remarquables pour leur stabilité chimique et thermique, leur inertie et leurs propriétés antiadhésives.
Importance
L'importance du fluor est immense et double. En santé publique, l'ajout contrôlé d'ions fluorure dans l'eau potable (fluoration) et dans les dentifrices est l'une des mesures préventives les plus efficaces contre les caries dentaires, renforçant l'émail des dents. Le fluor est également un oligo-élément essentiel pour la solidité des os. Dans l'industrie, il est à la base de secteurs clés : la chimie des fluoropolymères (Téflon), les réfrigérants, les anesthésiques (halothane), les produits pharmaceutiques (environ 20% des médicaments contiennent du fluor), la production d'aluminium (via la cryolite), et l'industrie nucléaire (l'hexafluorure d'uranium UF₆ pour l'enrichissement). Cependant, son impact environnemental est significatif ; les CFC ont gravement endommagé la couche d'ozone, et de nombreux composés fluorés persistants (PFAS) sont maintenant des polluants ubiquitaires et préoccupants.
