Fluor

Le Fluor, élément atomique n°9 de symbole F : son histoire, ses propriétés, son isotope, son corps simple, ses composés chimiques, son utilisation et ses impacts.

Le fluor figure dans le tableau périodique appelé tableau de Mendeleïev et porte le numéro atomique 9. Son symbole est le F. Le fluorure de sodium est le premier élément de la famille des halogènes. Il est composé d’un corps simple appelé difluor qui est constitué de molécules F2. Cet oligo-élément possède des isotopes dont le plus stable est le ¹⁹F (fluor 19) et le moins stable est le radioisotope¹⁸F. Ce dernier se transmute en oxygène 18 après 2 h par désintégration β+ ou par capture électronique.

Le fluor se présente sous forme de gaz diatomique à la couleur jaune verdâtre et dont l’odeur irrite le nez. Le fluor possède une forte électronégativité d’une valeur de 3.98, ce qui en fait un élément chimique très réactif. Il est le 13e élément qu’on trouve à profusion dans la croûte terrestre. Les composés fluorés peuvent être synthétisés par certaines plantes et bactéries. Cependant, cet élément chimique ne joue aucun rôle métabolique chez les mammifères.

Le difluor devient liquide sous un point de diffusion de -219 °C et un point d’ébullition de -188 °C. Sa masse volumique est de 1 500 kg/m3. Il s‘agit d’un gaz toxique pouvant oxyder toutes substances qui peuvent brûler dans l’air, et ce, à grande vitesse. L’eau, le sable et le verre sont sujets à une réaction chimique lorsqu’ils sont exposés à une atmosphère de fluor. Il peut aussi causer de graves brûlures au contact de la peau, des muqueuses et des os.

Histoire du fluor

Le fluor (du latin fluor qui signifie flux ou courant) est mentionné pour la première fois sous le nom de Flußspat par Basile Valentin au XVIe siècle. Plus tard, en 1530, il est décrit sous forme de fluorine par Georgius Agricola, la fluorine étant une substance utilisée pour optimiser la fusion des minéraux ou des métaux.

Découvertes incomplètes du fluor

Bien que Georgius Agricola soit celui qui avait décrit l’existence du fluor en 1530, c’est Henri Moissan qui l’a isolé en 1886. Il s’agit du premier récipiendaire français qui a reçu le prix Nobel de chimie en 1906. L’expérience réalisée en 1886 qui consistait à isoler le fluor lui a valu cette remise de prix. Quant à ces composants, comme l’acide fluorhydrique, il a été utilisé depuis 1725 par un verrier anglais Matthäus. Heinrich Schwanhard s’en est également servi pour graver le verre. George Weygand explique son processus de formation d’après ces utilisations sur le verre.

Andreas Marggraf décrit une première observation de cette réaction chimique en 1768. Carl Scheele s’était inspiré des résultats des recherches de son confrère pour analyser la nature chimique du fluor et ses réactions avec les acides. L’acide sulfurique mélangé à la fluorine, puis chauffé lentement, attaque le verre suite aux fumées obtenues. De ce mélange, des résidus solides de chaux sont extraits de l’eau. Quant aux fumées, lorsqu’elles sont combinées avec de l’eau, elles forment une masse blanche qui est la silice. La chaux combinée à la silice permet d’obtenir une solution avec une réaction acide que Scheele va nommer acide fluorhydrique (HF). Suite à ces expériences, Scheele a pu démontrer comment identifier cet acide. En 1822, Jacob Berzelius a prouvé que l’on peut trouver du fluor dans de l’eau.

Le fait que le fluor soit vraiment de l’acide fut contesté par certains chercheurs. L’acide chlorhydrique fut identifié comme étant un composé de l’hydrogène et d’un nouvel élément le chlore. Les chercheurs avaient ainsi conclu que l’acide fluorhydrique est composé d’hydrogène et d’un autre élément proche du chlore. Ils décidèrent d’appeler cet élément encore inconnu fluor, puis phtor (un mot grec φθερ -/φθορ, signifiant destruction), car ses composés ont des propriétés destructives. Le terme phtor est accepté seulement en grec, en russe et dans d’autres langues sous l’influence du russe.

L’isolement du fluor

Le fluor est un élément qui ne peut être isolé durant plusieurs années, car dès qu’il est séparé, il attaque aussitôt les restes de son composé. De nombreux chercheurs ont tenté d’isoler le fluor pour l’étudier.

Thénard et Gay-Lussac furent les premiers à tenter l’isolement de cet élément. Ils avaient préparé des solutions d’acide fluorhydrique et constatèrent qu’elles causaient une intoxication, voire la mort : odeur forte dans l’air, dissolution du verre, grave brûlure de la peau, etc.

Plus tard, Antoine Lavoisier expérimenta aussi l’acide fluorhydrique en associant l’eau et la solution de fluorure d’hydrogène (HF). Le danger causé par le fait d’isoler le fluor reste inhérent à cette substance et se finit de façon tragique.

Humphry Davy voulut montrer qu’il n’y a pas d’oxygène dans l’acide fluorhydrique. Pour ce faire, il neutralisa l’acide avec de l’ammoniaque pure. Résultat, la solution obtenue ne contenait pas d’eau, et donc, pas d’oxygène. Il poursuivit son expérience avec l’électrolyse et ce fut un échec. Il mélangea par la suite le chlore avec des fluorures, sans succès non plus. Sa conclusion fut que le fluor possédait une activité chimique plus importante par rapport aux autres éléments.

Aimé, en 1833, associe le fluorure d’argent (AgF) au chlore dans un récipient de verre, mais le résultat fut aussi insatisfaisant que celui de Davy. Les frères Knox avaient retenté cet essai, mais dans un appareil et avec du fluorure de calcium (CaF2). À son tour, Louyet, en 1848, avait repris les mêmes expériences, mais remplace le fluorure d’argent avec du fluorure de mercure. Conclusion : aucune de ces expériences n’a pu isoler le fluor. Néanmoins, Edmond Frémy a pu démontrer que l’action du chlore sur le fluor ne l’isole pas et qu’il existe plusieurs fluorures.

Georges Core, en 1869, réussit à produire une petite quantité de fluor via l’électrolyse. Malheureusement, le fluor gazeux et l’hydrogène gazeux se formèrent sur les deux électrodes et les deux combinés peuvent produire une explosion. Même en n’étant pas complètement isolé, le fluor fut placé dans la classification périodique de Mendeleïev en 1869.

Travaux de Moissan sur le fluor

Henri Moissan fut le premier chimiste à avoir isolé le fluor. Pour cela, il aura fallu attendre le 26 juin 1886 après maintes tentatives infructueuses. Ce génie a eu l’idée de rendre conducteur le bain électrolytique en ajoutant du fluorure acide de potassium fondu KHF_2. En effet, le fluorure d’hydrogène pur, à lui tout seul, a une conductivité électrique trop faible. Sa préparation a été réalisée à l’aide d’un électrolyseur en platine fermé par des bouchons de fluorine CaF₂ qu’il a fabriqués lui-même. L’électrolyse se fait sous tension de 50 volts avec le mélange de fluorure de potassium et de fluorure d’hydrogène HF + KHF₂. La basse température permet de limiter la corrosion. Moissan a mené son expérience à basse température du fait que le fluorure d’hydrogène (HF) peut bouillir à 19 °C. La cathode et l’anode étaient faites en platine iridié afin de mieux résister au fluor. La sortie du montage avait condensé les traces de fluorure d’hydrogène grâce à un piège à basse température, mais également avec l’aide du fluorure de sodium. À la fin de l’expérience, le 28 juin 1886, un dégagement gazeux à l’anode de l’électrolyseur a été constaté. Après vérification, il s’agit du difluor pur. Le fluor venait donc d’être isolé, mettant fin au problème le plus difficile rencontré par la chimie minérale. Ce fameux gaz était de couleur jaune-vert, semblait très toxique et s’avérait être un oxydant puissant. Il serait capable d’enflammer les matières organiques à son simple contact. Il s’unit directement de façon violente avec la plupart des éléments.

Grâce à cette découverte qui fut rapportée à l’Académie des sciences deux jours après sa réussite, Henri Moissan avait gagné le prix Nobel de chimie de 1906. De cette fameuse découverte est né le four à arc électrique. Plus tard, et jusqu’à nos jours, les successions d’inventions ingénieuses et novatrices ont vu le jour grâce à l’isolement du fluor. C’est notamment le cas de :

• la conversion d’énergie (batterie lithium-ion, énergie nucléaire ou pile à combustion) ;
• les polymères fluorés (téflon), dans la chaîne de production des composants en silicium ;
• l’utilisation des tensio-actifs ;
• les différents traitements thérapeutiques : anticancéreux, anti-inflammatoires, antibiotiques, antihypertenseurs… ;
• l’imagerie médicale pour la détection des maladies comme les tumeurs ou les maladies de cerveau, en tomographie ;
• les propriétés herbicides, insecticides ou fongicides des atomes de fluor.

Moissan avait réussi là où ses compères les plus éminents avaient échoué : Davy (1813-14), Aimé (1833), Faraday (1834), C.J. et T Knox (1836), Louyet (1846), Frémy (1854), Kammerer (1862) et G. Gore (1870).

Propriétés atomiques et nucléaires du fluor

Le fluor est un élément très actif chimiquement et le premier de la colonne des halogènes. Son atome possède neuf électrons, dont deux sont sur la couche K et sept sont sur la couche L.

Sa configuration électronique est 1s² 2s² 2p⁵ écrit [He] 2s² 2p⁵ pour mettre en évidence la couche de valence. Le fluor neutre peut prendre un dixième électron afin de respecter la règle de l’octet (huit électrons sur la couche de valence). Il forme ainsi l’ion fluorure (F -).

Isotopes du fluor

Le fluor possède 18 isotopes, seul le fluor 19 (¹⁹F) est stable. C’est donc un élément monoisotopique. Les autres isotopes stables du fluor sont : le fluor 18 (¹⁸F) d’une demi-vie de 1.8293 h, soit 110 min, et le fluor 20 (²⁰F) d’une demi-vie de 11.163 s. Le fluor 18 est inexistant sur Terre, car aucun processus naturel ne conduit à sa formation. Le fluor 19 est donc abondant à 100 %, faisant du fluor un élément mononucléidique. Quant aux isotopes non stables, ils se transforment en isotope du néon ou en isotope de l’oxygène. Comme l’isotope ¹⁹F est le seul isotope naturel, il est possible de déterminer avec précision sa masse molaire. Il provient de la nucléosynthèse stellaire (cycle CNO III ou 18O + 1p ⟶ 19F + γ.)

Le fluor 19

Le fluor 19 est produit sur Terre par capture électronique du néon 19 (¹⁹Ne) ou encore par désintégration bêta de l’oxygène 19 (¹⁹O). La capture électronique se fait par un électron capturé par un proton du néon, ce qui fait qu’il se transforme en neutron. La désintégration β− se fait par la conversion d’un neutron de l’atome d’oxygène en proton : e− + 19Ne ⟶ 19F + νe ; 19O ⟶ 19F + e− + νe.

Le fluor 19 dispose de 19 nucléons, dont 10 neutrons et 9 protons. Son atome de masse atomique est 18,998 403 2 g/mol. Quant à son excès de masse, celui-ci est de −1 487,445 1 ± 8 keV. Concernant l’énergie de liaison nucléaire, il est de 7 779 ± 0 keV²¹.

Il est possible de fabriquer d’autres isotopes par réactions nucléaires. Cependant, ils sont instables et se désintègrent rapidement, soit en moins d’une minute.

Le fluor 16

Le fluor 16 est l’isotope avec une demi-vie la plus courte qui se désintègre en 11.4 zs (1,14 × 10⁻²⁰ s) par émission d’un proton. Le fluor 17 se désintègre en 64.49 s par capture électronique. Les autres fluors, à savoir fluor 20 (11 s), fluor 21 (4.158 s), fluor 22 (4.23 s), fluor 23 (2.23 s), fluor 24 (0.34 s) et fluor 25 (0.059 s), se dématérialisent par désintégration β⁻.

Le fluor 18

Le fluor 18 est le radioisotope le plus stable fabriqué avec une demi-vie de 109.77 min. Il s’agit d’un nucléide qui compte 9 protons et 9 neutrons. Il a une masse atomique de 18,000 937 g/mol. Son excès de masse est de 873,1 ± 0,5 keV. Son énergie de liaison nucléaire est de 7 631,638 ± 0,026 keV²².

Spectre d’émission du fluor

Le savant Georges Salet avait identifié quelques raies du fluor en comparant le spectre d’émission du chlorure et celui du fluorure de silicium. C’était bien avant l’isolation de cet élément au XIXe siècle. Il déduisit que les Fα présentent des raies à 692, 686 et 678 nm chacune. Le Fβ présente une raie à 640 nm et le Fy, à 623 nm.

Plus tard, Moissan avait repris les expériences de Salet en utilisant des électrodes de platine et, par la suite, des électrodes d’or. Il a ainsi pu comparer le spectre de Salet avec les spectres fournis par certains fluorures. Les électrodes de platine offrent plusieurs raies d’une longueur d’onde 744, 740, 734, 714, 704, 691, 687.5, 685.5, 683.5, 677, 640.5, 634 et 623 nm. Les électrodes d’or, quant à eux, ne peuvent atteindre des longueurs d’onde 744 et 740 nm.

Corps simple difluor

Le corps simple du fluor peut être à la fois monoatomique et diatomique (difluor F2). Il s’agit d’un gaz jaune verdâtre dont l’odeur pique et irrite. Il est toxique et non combustible, mais est comburant (peut oxyder tout ce qui brûle dans l’air). L’eau, le verre et le sable réagissent aussi dans une atmosphère de fluor.

Propriétés physiques du difluor

La densité du fluor fut calculée par Henri Moissan lorsqu’il avait recueilli du fluor et de l’air dans le flacon de platine. La densité du fluor obtenu est de 1.264 à 0 °C et 760 mmHg. La densité théorique a été calculée par cette formule : densité de l’hydrogène X poids atomiques du fluor = 1.316.

Propriétés chimiques du difluor

Le difluor à l’état pur est un puissant oxydant. Ce gaz de couleur jaune pâle corrosif est ininflammable, mais peut cependant s’enflammer en réaction avec de nombreuses substances chimiques. Il provoque également une réaction violente avec un grand nombre de composés chimiques. Avec de l’eau, même à basse température, le difluor forme de l’ozone et de l’acide fluorhydrique : 3 F₂ + 3 H₂ O → O₃ + 6 HF. Associé au dihydrogène, même à basse température et sans lumière, le difluor réagit de façon explosive, et cela, même dans des conditions extrêmes (-250 °C, fluor solide et hydrogène liquide). Avec le verre, les métaux, l’eau et autres substances, un jet de gaz difluor peut les brûler d’une flamme lumineuse.

Préparation du difluor

 Le fluor et le silicium (Si) ont beaucoup d’affinités. Par conséquent, le difluor ne peut être ni conservé ni préparé dans un contenant en verre, car il contient de la silice (Si O2).

Le difluor est manipulé dans le téflon qui est un polymère appelé KeIF et dans les récipients en nickel. La surface du contenant en nickel est passivée initialement par un premier contact avec le difluor.

Aujourd’hui encore, la production de difluor se fait de la même manière que le procédé introduit par Henri Moissan. Il se fait par un bain électrolytique à base de mélange KF-2HF fondu à environ 90 °C – 100 °C. Comme la HF anhydre n’est pas un conducteur, du KHF2 y est ajouté, ce qui permet une conduction ionique. Cela se fait à l’aide d’un mécanisme complexe.

 Lors de cette électrolyse, l’anode en carbone produit le difluor selon la formule : 2 HF₂⁻ → F₂ (g) + 2 HF + 2e⁻

 C’est la cathode en métal qui produit l’hydrogène selon la formule : 4 HF + 2e⁻ → H₂ (g) + 2 HF₂⁻

 La cellule d’électrolyse est appliquée entre 8 et 10 V. La densité de courant est de 12 A dm^{− 2}. Le rendement de courant est normal (95 %), tandis que le rendement énergétique global est minime (30 %).

D’autres procédés de préparation électrochimique du fluor ont été découverts par Karl Christe en 1986, qui a montré sa méthode lors du 100e anniversaire de la découverte de cette préparation. C’est une méthode purement chimique qui consiste à mélanger l’acide fluorhydrique anhydre à 150 °C avec du K₂MnF₆ et du SbF_5. La formule de cette réaction est : K₂MnF₆ + 2 SbF₅ → 2 KSbF₆ + MnF₃ + 1/2 F₂

Malheureusement, ce procédé de Christe est anecdotique, donc industriellement inexploitable.

Composés chimiques du fluor

Le fluor est l’élément le plus électronégatif et le plus réactif des halogènes. La plupart des autres éléments du groupe halogène forment des composés avec le fluor. C’est le cas des gaz rares comme le xénon et le radon qui réagissent directement avec le difluor.

Oxydes de difluor

Les oxydes de fluor se composent d’oxygène (O) et de fluor (F). Ils peuvent aussi former des liaisons avec d’autres halogènes et présenter la formule F_nXO_m (où X = Cl, I ou Br). Ce sont des composés qui s’apparentent aux fluorures d’halogènes tant dans leur structure que dans leur composition chimique. Leur comportement est assimilé à celui des acides ou bases de Lewis.

On peut trouver six fluorures d’oxygène et de chlore dans le fluor, mais seulement cinq ont été définis, notamment FCl^IIIO, FCl^VIIO₃, FCl^VO₂, F₃Cl^VO et F₃Cl^VIIO₂. Le sixième composant dans l’oxyde de fluor est F₅Cl^VIIO.

Le FCIO s’obtient avec la formule : ClF₃ + H₂O → FClO + 2 HF. Il s’agit d’un composé instable puisque sa demi-vie est de 25 s à une température ambiante. Il se décompose en CIF et FClO_2. Le F₃ClO, quant à lui, est une molécule stable à température ambiante. C’est un agent oxydant fiable. Il réagit notamment avec diverses combinaisons à haute température ou à radiation UV. Le F₃ClO peut être hydrolysé en FClO₂ et HF et réagit souvent comme une base de Lewis. Rappelons que la base de Lewis ou nucléophile est un ensemble chimique dont les constituants disposent d’un doublet, voire plus d’électrons libres sur sa couche de valence.

La production du F₃ClO est réalisée suivant sa réaction en présence de NaF : Cl₂O + 2 F₂ → F₃ClO + ClF

Cependant, cette réaction est dangereuse, car il y a un risque d’explosivité de Cl₂O. Il vaut mieux le préparer de la même manière, mais avec du ClONO₂.

Le FClO₂ est également un oxydant fiable. Il peut exploser avec du SO_2, même à très basse température. La formule de sa production est : 6 NaClO₃ + 4 ClF₃ → 6 FClO₂ + 6 NaF + 2 Cl₂ + 3 O₂.

Il existe trois fluorures d’oxygène et brome possibles : FBrO₂, F₃BrO et FBrO_3. Ces molécules sont moins stables et plus réactives que leurs homologues chlorés.

Avec l’association iode et fluor, il existe deux types de combinaisons :

• FIO₂ et F₃IO, I ayant un degré d’oxydation de +V
• FIO₃, F₃IO₂ et F₅IO, I ayant un degré d’oxydation de +VII.

Minéraux de fluor

Parmi les minéraux composés de fluor figure la fluorine, qui est principalement un minéral à base de fluorure de calcium Ca F2. D’autres minéraux fluorés existent aussi, comme la cryolite, la villiaumite, la sellaïte, etc.

Fluorine

La fluorine ou fluorite est une espèce minérale combinée de fluorure de calcium dont la formule est CaF₂. Elle comporte également des traces de Ce, Si, Y, Al, Mg, Fe, Eu, O, CI, Sm et des composés organiques. Ce sont les différentes traces d’ions qui sont à l’origine des multiples couleurs et des zones colorées sur ce minéral. La fluorite vient du nom latin fluere, signifiant fondant (qui coule). Cette espèce de minéral possède plusieurs synonymes :

• Bruiachite ;
• Androdamant ;
• Chrome-fluorite (fluorine verte d’Amérique du Sud ;
• Berzélius ou fluor calcium ;
• Fluores ou Anselmus Boëtius de Boodt ;
• Liparite ;
• Derbyshire spar (terme anglais du gisement minéral ;
• Spath fusible ;
• Spath fluor ou Mongès (nom usuel dans l’industrie).

Affichant un trait blanc, la fluorine présente un éclat vitreux avec un aspect transparent à translucide. Sa couleur, très variée, est déterminée par les traces d’éléments qu’elle contient.

La cryolite

La cryolite, dont la formule est Na₃AlF₆ aussiécrit 3NaF, AlF₃  est un minéral qui se rencontre dans des pegmatites granitiques.Elle est composée d’un double fluorure de sodium et d’aluminium. Les cristaux de cryolite sont rares et peuvent atteindre 3 cm. Ce minéral est utilisé pour la production de l’aluminium, la création de céramiques et dans le traitement métallurgique de la bauxite. La cryolite a été découverte sur la côte ouest du Groenland, dans le gîte d’Ivigtut. Ce fluorure naturel est rare. De ce fait, pour satisfaire leurs besoins, les industries en produisent artificiellement. La cryolite est transparente et brillante, de couleur blanche, grise, brun rougeâtre ou brun-noir. Le terme cryolite signifie pierre gelée. Au Groenland, on l’appelle orsukksiksæt. Les synonymes de la cryolite sont « Alumine fluatée alkaline » et « Cryolithe ».

La villiaumite

La villiaumite est une forme minérale du fluorure de sodium avec la formule NaF. Elle fait partie du groupe de la halite. Elle présente aussi de rares impuretés d’aluminium à 0.04 %. Il s’agit d’un minéral qui se présente sous forme de masses grenues et parfois (rarement) sous forme de cristaux cubiques. Elle est tapissée de cavités miarolitiques dans de la syénite néphélinique. Elle est fragile et cassante. Pouvant être incolore, la villiaumite se décline sous différentes couleurs : rouge, jaune, rouge, rouge carmin, brun, orange, rose, lavande et orange. Elle a un éclat vitreux et est translucide et transparente. Elle est souvent confondue avec la fluorite par sa forme, sa couleur et certaines de ses caractéristiques. Les premiers échantillons de villiaumite ont été découverts en Guinée, sur l’île des Loos (île de Roume). Il y a aussi des gisements en Russie, sur la presqu’île de Kola.

La sellaïte

La sellaïte est une forme minérale du fluorure de magnésium dont la formule est MgF₂.Elle fait partie de la famille des halogénures. Ce minéral se décline en deux couleurs : blanc ou incolore. Son aspect est fibreux ou lamellaire et massif. Elle est souvent associée à la fluorine. Elle a un éclat faible et nacré selon les clivages. Elle a été découverte en France par l’italien Quintino Sella en 1868. Son gisement est situé dans le Var, dans la mine de Fontsante. Ses variantes sont le villiaumite, la fluorite, le creedite et la boléite.

Les autres compositions minérales du fluor

Le fluor est aussi présent dans la composition de minéraux comme les phosphates. On y trouve le fluorapatite Ca₅(PO₄)₃F. C’est un minéral que l’on retrouve généralement dans les roches cristallines et métamorphiques.

Il existe aussi l’amblygonite qui est un phosphate des pegmatites contenant du fluor. Les autres minéraux fluorés sont présents dans deux types de roches :

• les pegmatites granitiques : cryolite, tourmaline, topaze et lépidolite ;
• les syénites néphéliniques : villiaumite.

L’association fluor/phosphate se trouve fréquemment au sein des gisements sédimentaires de phosphate d’origine organique comme les os et les dents, ou sous forme de fluocollophanite.

Utilisation du fluor

 Le fluor et ses dérivés sont utilisés dans des domaines variés pour de multiples applications.

Utilisation thérapeutique du fluor

Le fluor est employé en thérapeutique dans certains traitements comme la prophylaxie de la carie dentaire ainsi que les retards de calcification. Cet oligo-élément est aussi considéré comme un médicament de nature organique permettant d’exalter ou de diminuer les actions biologiques.

Utilisation du fluor sur le verre

La gravure sur verre est la plus ancienne utilisation du fluor. Elle est réalisée avec de l’acide fluorhydrique depuis le XVIIe siècle. Cet acide sert maintenant à plusieurs synthèses organiques, dont l’alkylation de l’essence.

Utilisation du CFC dans l’industrie

Le CFC ou Chlorofluocarbure est un composé chimique appelé Fréon dans le milieu commercial. Ce composé du fluor est incolore, ininflammable, inodore et non corrosif à l’état liquide ou gazeux. Les CFC ne sont pas toxiques, même si certains produits de décomposition sont potentiellement dangereux. En 1930, ils étaient utilisés comme réfrigérants avec l’ammoniac, et constituaient les principaux fluides frigorigènes de l’époque. Dans le milieu industriel, le Chlorofluocarbure est exploité dans divers domaines :

• la fabrication de mousse synthétique et de gaz propulseurs dans les aérosols ;
• la réalisation de hauts polymères fluorés ou solides comme le téflon qui est hautement résistant à la corrosion ;
• la condensation des hydrocarbures éthyléniques avec les hydrocarbures saturés pour obtenir de l’hydrocarbure à indice d’octane élevé.

Le CFC est déclaré dangereux pour la planète par les chimistes Franck Sherwood et Mario Molina. Ils ont démontré que celui-ci accroîtrait les quantités de chlore et d’oxyde de chlore dans la stratosphère. Ces deux corps réagissent avec l’ozone afin de contribuer à la destruction de cette dernière. De ce fait, l’effet de serre est déséquilibré, contribuant ainsi au réchauffement climatique. Avec l’entrée en vigueur du protocole de Montréal en 1987, sont interdits l’emploi, la commercialisation et la production des CFC.

Utilisation du fluor dans le domaine spatial

Cet élément est employé dans l’astronomie, notamment pour propulser les fusées. Le fluor sur le dihydrogène provoque la formation d’hydrogène fluoré. Cette réaction libère une grande énergie. Ce mélange difluor-dihydrogène apporte une impulsion spécifique aux mélanges dioxygène-dihydrogène utilisés pour la propulsion des fusées. Le fluorure d’oxygène F₂O est le plus exploité, car le fluor liquide est plus susceptible aux corrosions.

Utilisation du fluor dans le domaine optique

Le fluor est un élément essentiel dans l’élaboration des lentilles d’appareillage optiques. Un dépôt de films de fluorures métalliques, tels que le fluorure de magnésium, sur la lentille diminue l’intensité de la lumière réfléchie sur cet appareil et augmente la luminosité.

Les impacts du fluor

Le fluor entraîne des impacts conséquents sur la santé et sur l’environnement.

Impact du fluor sur la santé

Le fluor est présent en infime quantité dans l’eau et les plantes. L’être humain est, par conséquent, exposé à cet élément par l’intermédiaire de l’eau qu’il boit, de la nourriture qu’il mange et de l’air qu’il respire. Le fluor se trouve dans tout type de nourriture, mais en faible quantité. On le retrouve à plus grande dose dans le thé (1 mg), les poissons et les crustacés (entre 0.015 et 0.2 mg). Les eaux de boissons, que ce soit en bouteille ou celle du robinet, apportent l’essentiel du fluor. Ses impacts positifs sur la santé humaine sont notamment :

• le maintien de la solidité des os ;
• la protection contre les caries dentaires en forme de dentifrice ;
• le renforcement de l’émail des dents ;
• la diminution de la quantité d’acide dans la bouche.

Consommé de manière excessive, le fluor provoque l’ostéoporose et les caries, et endommage les reins, les nerfs, les os et les muscles.

Les gaz fluor rejetés par les industriels sont dangereux et peuvent entraîner des irritations aux yeux et au nez à faibles concentrations. À fortes concentrations, ces gaz peuvent entraîner la mort.

Impact du fluor sur l’environnement

Le fluor est naturellement présent dans la croûte terrestre. On le trouve ainsi dans les roches, l’argile et le charbon. Il se disperse dans l’air sous forme de particules, emporté par le vent. Quant aux fluorures d’hydrogène, ils sont éparpillés dans l’air lorsque les industries lancent les processus de combustion. Une fois dans l’air, le fluor retombe sur le sol ou dans l’eau. Cependant, il peut rester dans l’air durant une durée indéterminée.

Présent dans le sol, le fluor s’accumule dans les plantes. Ces dernières absorbent plus ou moins l’oligo-élément en fonction du type du sol et de la texture du fluor (quantité et forme).  Les plantes sensibles aux expositions de fluorures, même à faible concentration, peuvent être endommagées ou rencontrer des problèmes de croissance.

Quant aux animaux, s’ils consomment des plantes contenant du fluor, ils en accumulent une quantité considérable dans leur organisme. Cela commence d’abord dans les os qui se dégradent. Ensuite, ils peuvent souffrir de caries. Une forte dose de fluor dans l’organisme d’un animal peut perturber le développement de ses griffes. Pour les mammifères comme les bovins et les ovins, cela engendre la diminution de la production laitière.

Indication médicale du fluor

Le fluor est indiqué par les médecins dans trois cas : la prévention des caries dentaires, la prise en charge des atteintes ligamentaires et le traitement des ostéoporoses.

Prévention des caries dentaires

L’émail dentaire a besoin d’un apport régulier en fluor afin de limiter sa déminéralisation après chaque repas. Le fluor aide ainsi à sa reminéralisation. De plus, cet oligo-élément empêche l’action des bactéries cariogènes. L’Ansm (Agence Nationale de Sécurité des Médicaments) a reconnu l’efficacité carioprotectrice maximum du fluor lors d’une prise régulière dans la cavité buccale et à la surface de l’émail. Chez l’enfant normal, le meilleur usage est un brossage biquotidien avec un dentifrice fluoré adapté à l’âge (de 6 mois à 6 ans). Pour les petits présentant un risque carieux élevé, les suppléments en fluor sont prescrits (comprimés, gouttes, etc.). La dose doit être supérieure à 0,3 mg.

Traitement des attaques ligamentaires mineures

Le fluor est prescrit par les agents de la santé spécialisés en oligothérapie. Il est utilisé pour un traitement d’appoint sur les lésions traumatiques qui ont subi un arrachement ligamentaire ou une élongation. La dose indiquée est de 0,2 à 0,4 mg par jour.

Soin de l’ostéoporose

Le fluor est un oligo-élément qui contribue à la solidité osseuse. Pour cela, les médicaments à base de sels de fluor sont prescrits depuis les années 80 et 90 à des patients atteints d’ostéoporose. En 2002, l’Afssaps (Agence Française de Sécurité Sanitaire des Produits de Santé), ancienne Ansm, a décidé de suspendre l’autorisation de mise sur le marché de cette solution. La raison est le risque de fluorose osseuse à moyen terme. Il préconise la prise de médicaments plus appropriés comme le biphosphonate. Selon une étude récente, le fluor à forte dose provoque des effets délétères qui induisent la désorganisation de l’architecture osseuse et sa fragilisation. Les médecins conseillent de privilégier le fluor à une dose nutritionnelle et de ne pas dépasser la limite de sécurité de 4 mg par jour pour un adulte.