Fluor

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Fluor
Fluor
OxygĂšne ← Fluor → NĂ©on
  Lattic simple cubic.svg

9
F
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
↑
F
↓
Cl
Table complĂšte ‱ Table Ă©tendue
Informations générales
Nom, symbole, numéro Fluor, F, 9
SĂ©rie chimique halogĂšne
Groupe, période, bloc 17 (VII), 2, p
Masse volumique 1,696 g·l-1 (°C, 1 atm),
1,50 g·cm-3 (liquide, -188,12 Â°C)[1]
Couleur jaune verdĂątre clair
No CAS 14762-94-8 [2]
Propriétés atomiques
Masse atomique 18,9984032 Â± 0,0000005 u[1]
Rayon atomique (calc) 50 pm (42 pm)
Rayon de covalence 0,57 Â± 0,03 Ă… [3]
Rayon de van der Waals 135 pm[4]
Configuration Ă©lectronique [He] 2s2 2p5
Électrons par niveau d’énergie 2, 7
État(s) d’oxydation -1
Oxyde acide fort
Structure cristalline cubique
Propriétés physiques
État ordinaire gaz diamagnĂ©tique
Point de fusion -219,67 Â°C (1 atm)[1]
Point d’ébullition -188,12 Â°C (1 atm)[1]
Énergie de fusion 0,2552 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 3,2698 kJ·mol-1
TempĂ©rature critique -129,02 Â°C
Volume molaire 11,20×10-3 m3·mol-1
Divers
ÉlectronĂ©gativitĂ© (Pauling) 3,98
Chaleur massique 824 J·kg-1·K-1
ConductivitĂ© thermique 0,0279 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[5]
1re : 17,4228 eV 2e : 34,9708 eV
3e : 62,7084 eV 4e : 87,1398 eV
5e : 114,2428 eV 6e : 157,1651 eV
7e : 185,186 eV 8e : 953,9112 eV
9e : 1 103,1176 eV
Isotopes les plus stables
iso AN PĂ©riode MD Ed PD
MeV
17F {syn.} 64,49 s ÎČ+ ; Δ 2,761 17O
18F {syn.} 1,8293 h ÎČ+ ; Δ 1,656 18O
19F 100 % stable avec 10 neutrons
20F {syn.} 11,163 s ÎČ- 7,025 20Ne
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

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

C’est l’élĂ©ment chimique le plus rĂ©actif, d'ailleurs il a toujours Ă©tĂ© trouvĂ© liĂ© Ă  d'autres Ă©lĂ©ments. Il possĂšde la plus forte Ă©lectronĂ©gativitĂ©, d'une valeur de 3,98. Il est le 13e le plus abondant dans la croĂ»te 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 oxygĂšne dans 97 % des cas par dĂ©sintĂ©gration bĂȘta et dans 3 % des cas par capture Ă©lectronique.

Sa tempĂ©rature de fusion est de -219 Â°C et sa tempĂ©rature d'Ă©bullition est de -188 Â°C, tempĂ©ratures entre lesquelles le fluor est liquide, avec une masse volumique de 1 500 kg·m-3. Aux conditions normales de tempĂ©rature et de pression, le fluor se prĂ©sente sous forme de difluor F2, un gaz diatomique jaune pĂąle, trĂšs toxique et extrĂȘmement corrosif. Le fluor provoque de trĂšs graves brĂ»lures au contact de la peau, des muqueuses, et des os. Georgius Agricola dĂ©crivait dĂ©jĂ  l'existence du fluor en 1530 mais cet Ă©lĂ©ment n'a Ă©tĂ© isolĂ© qu'en 1886 par Henri Moissan.

Sommaire

Histoire

Le fluor (du latin fluere signifiant flux ou fondant) est d'abord mentionnĂ© au XVIe siĂšcle par Basilius Valentinus sous le nom de Flußspat puis dĂ©crit par Georgius Agricola en 1530, sous sa forme de fluorine, comme une substance utilisĂ©e pour promouvoir la fusion des mĂ©taux ou des minĂ©raux[6].

DĂ©couvertes incomplĂštes

Certaines rumeurs affirment que Heinrich Schwanhard utilisait Ă©galement de l’acide fluorhydrique pour graver le verre. Les premiĂšres explications du processus de formation de l’acide fluorhydrique sont publiĂ©es en 1725 par George Weygand, ces explications lui ont Ă©tĂ© donnĂ©es par MatthĂ€us Pauli qui lui-mĂȘme les a apprises d'un verrier anglais. En 1768, Andreas Marggraf publie la premiĂšre examination de la rĂ©action chimique[6].

Inspiré par les publications d'Andreas Marggraf, Carl Scheele commença dÚs 1771 à chercher la nature chimique du fluor ainsi que des détails sur ses réactions avec les acides. Il a lui aussi observé que le fluor attaque 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 ont été extraits avec de l'eau et ont révélé 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 a montré une réaction acide que Carl Scheele nomma acide fluorhydrique (HF). Scheele a réuni tous les résultats de ses expériences dans ses travaux et a montré comment identifier cet acide. Le fait que le fluor était capable de graver le verre a permis à Jacob Berzelius d'en trouver dans de l'eau en 1822[6].

Certains chercheurs ont remis en cause l'acide fluorhydrique comme Ă©tant un acide. C'est seulement aprĂšs que l'acide chlorhydrique ait Ă©tĂ© identifiĂ© comme un composĂ© d'hydrogĂšne et d'un nouvel Ă©lĂ©ment appelĂ© chlore que certains chercheurs ont pensĂ© que l'acide fluorhydrique Ă©tait lui aussi un composĂ© d'hydrogĂšne et d'un autre Ă©lĂ©ment aux propriĂ©tĂ©s proches du chlore. Ils ont proposĂ© de nommer cet Ă©lĂ©ment inconnu fluor puis phtor (du grec : « destructif Â») en raison des propriĂ©tĂ©s destructrices de ses composĂ©s. Ce nom ne fut acceptĂ© qu'en GrĂšce[6].

Recherches sur l'isolement du fluor

Gay-Lussac et Thénard sont les premiers à avoir essayé d'isoler cet élément. Leur préparation d'acide fluorhydrique fumait fortement dans l'air, a dissout rapidement le verre et a causé de graves brûlures au contact de la peau. D'autres chercheurs ont fait des expériences qui ont eu des effets plus toxiques. Comme ils n'ont pas manipulé prudemment l'acide fluorhydrique, certains ont eu des maladies trÚs graves ou en ont perdu la vie[6].

Humphry Davy a cherché à montrer que l'acide fluorhydrique ne contenait pas d'oxygÚne. Il a neutralisé l'acide avec de l'ammoniaque pure, la solution obtenue ne présentait pas d'eau et donc pas d'oxygÚne. Ses expériences suivantes ont été faites à partir d'électrolyses sans succÚs puis il a fait réagir le chlore avec des fluorures sans succÚs également. Il en conclut donc que le fluor avait une activité chimique plus importante que les autres éléments[7].

En 1833, AimĂ© a soumis du fluorure d'argent (AgF) avec du chlore dans un vase de verre. Les rĂ©sultats de ses expĂ©riences n'ont pas Ă©tĂ© plus satisfaisantes que celles de Davy. Les frĂšres Knox ont fait la mĂȘme expĂ©rience dans un appareil en fluorure de calcium (Ca2F) mais il est trĂšs difficile de dĂ©shydrater le fluorure d'argent et leur expĂ©rience n'a pas marchĂ©. En 1848, Louyet reprend ces expĂ©riences analogues et remplacent le fluorure d'argent par du fluorure de mercure[7]. Toutes ces expĂ©riences n'auront pas permis d'isoler le fluor. Edmond FrĂ©my dĂ©montrera ensuite que l'action du chlore sur le fluor ne l'isole pas. Il dĂ©montrera aussi l'existence de plusieurs fluorures.

En 1869, Georges Core a produit une petite quantité de fluor grùce à une électrolyse. Seulement, dans son expérience, du fluor gazeux et de l'hydrogÚne gazeux se sont formés sur les deux électrodes alors qu'il ne savait pas que le fluor et l'hydrogÚne gazeux se combinaient explosivement[8].

Antoine Lavoisier fit lui aussi des expĂ©riences avec de l’acide fluorhydrique (solution de fluorure d’hydrogĂšne HF dans l’eau). Certaines de ces expĂ©riences menĂ©es pour isoler le fluor se terminĂšrent en tragĂ©die en raison de la dangerositĂ© de ce produit[9].

Travaux de Moissan

Henri Moissan, premier chimiste à avoir isolé le fluor

Cet Ă©lĂ©ment ne put ĂȘtre isolĂ© pendant de nombreuses annĂ©es, car, Ă  peine sĂ©parĂ©, il attaque immĂ©diatement les restes de son composĂ©. MendeleĂŻev l’a placĂ© dans sa classification pĂ©riodique en 1869, mais ce n’est que le 26 juin 1886 qu’Henri Moissan, aprĂšs 74 ans d’efforts continus.[rĂ©f. nĂ©cessaire], parvint Ă  le prĂ©parer par Ă©lectrolyse du fluorure de potassium dans du fluorure d’hydrogĂšne, avec des Ă©lectrodes en platine iridiĂ©, sous une tension de 50 volts. L'ensemble de l'expĂ©rience Ă©tait menĂ©e dans un tube en U en platine bouchĂ© par des capuchons en fluorine[10]. Le difluor pur apparaissait Ă  l'anode et le dihydrogĂšne Ă  la cathode. Henri Moissan dut mener cette expĂ©rience Ă  basse tempĂ©rature, car le fluorure d’hydrogĂšne (HF) bout Ă  19 Â°C[7]. Cette dĂ©couverte, rapportĂ©e Ă  l'AcadĂ©mie des sciences deux jours plus tard, lui valut le prix Nobel de Chimie en 1906[11]. Elle fut l'occasion de l'Ă©laboration d'un instrument rĂ©volutionnaire : le four Ă©lectrique. Moissan rĂ©ussi la oĂč des chimistes parmi les plus grands avaient Ă©chouĂ©s : H. Davy (1813-14), G. AimĂ© (1833), M. Faraday (1834), C.J. et T Knox (1836), P. Louyet (1846), E. FrĂ©my (1854), H. Kammerer (1862) et G. Gore (1870).

Propriétés physiques

Le fluor est le premier Ă©lĂ©ment de la colonne des halogĂšnes. C'est un gaz jaune verdĂątre d'une odeur piquante et irritante[12], toxique, non combustible mais capable d'oxyder (comburant) dangereusement vite tout ce qui peut brĂ»ler dans l'air et mĂȘme l'eau, le verre ou le sable ordinaires rĂ©agissent dans une atmosphĂšre de fluor. C'est un Ă©lĂ©ment trĂšs actif chimiquement, rarement monoatomique.

Un atome de fluor possĂšde 9 Ă©lectrons qui gravitent autour du noyau, sa configuration Ă©lectronique peut s'Ă©crire 1s2 2s2 2p5 ou [He](2s)2(2p)5. Sa structure Ă©lectronique s'Ă©crit (K)2(L)7. Pour que le fluor respecte la rĂšgle de l'octet, il gagne un dixiĂšme Ă©lectron en formant l'ion fluorure F- pour avoir 8 Ă©lectrons sur sa couche externe.

La premiĂšre densitĂ© du fluor a Ă©tĂ© calculĂ©e par Henri Moissan Ă  partir d'une expĂ©rience oĂč il a recueilli du fluor et de l'air dans un flacon de platine. Henri Moissan a obtenu une densitĂ© de 1,264 Ă  0 Â°C et 760 mmHg. Il a ensuite calculĂ© la densitĂ© thĂ©orique en multipliant la densitĂ© de l'hydrogĂšne et le poids atomique du fluor, il a trouvĂ© 1,316[13].

Isotopes

Article dĂ©taillĂ© : Fluor 18.

Le fluor possĂšde en tout dix-huit isotopes[14] mais seul le fluor 19 (19F) est stable. Les autres isotopes les plus stables sont le fluor 18 (18F) d'une demi-vie de 1,8293h soit environ 110min[15] et le fluor 20 (20F) d'une demi-vie de 11,163s. Sur Terre, il n'y aucun fluor 18 naturel car aucun processus naturel ne conduit Ă  sa formation et donc l'abondance du fluor 19 est de 100 %, c'est le seul isotope naturel ce qui permet de connaĂźtre sa masse molaire avec une trĂšs grande prĂ©cision[16]. Tous ses isotopes non stables se transforment en oxygĂšne ou en nĂ©on[17].

L'isotope le plus abondant,le Fluor 19 provient de la nucléosynthÚse 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 dĂ©sintĂ©gration bĂȘta de l'oxygĂšne 19[18] (19O) ou par capture Ă©lectronique du nĂ©on 19[19] (19Ne). Dans le cas de la capture Ă©lectronique, un proton du nĂ©on capture un Ă©lectron ce qui le transforme en neutron. Dans le cas de la dĂ©sintĂ©gration ÎČ-, un neutron de l'atome d'oxygĂšne 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 possĂšde 19 nuclĂ©ons dont 10 neutrons et 9 protons, c'est un fermion avec un spin 1/2+ pour une masse atomique de 18,9984032 g/mol. Il est caractĂ©risĂ© par un excĂšs de masse de -1 487,405±0,070 keV/cÂČ et une Ă©nergie de liaison nuclĂ©aire de 147 801 358±74 eV[20].

On peut fabriquer d'autres isotopes par rĂ©actions nuclĂ©aires, instables, qui se dĂ©sintĂšgrent rapidement, peu dĂ©passent la minute. L'isotope ayant la demi-vie la plus courte est le fluor 16, qui se dĂ©sintĂšgre par Ă©mission d'un proton en 40 keV. Le fluor 17 se dĂ©sintĂšgre par capture Ă©lectronique en 64,49 s. Le fluor 20, fluor 21, fluor 22, fluor 23, fluor 24 et fluor 25 se dĂ©sintĂšgrent par dĂ©sintĂ©gration ÎČ- en 11 s, 4,158 s, 4,23 s, 2,23 s, 0,34 s et 0,059 s, respectivement[17].

Le fluor 18 est le radioisotope le plus stable qui puisse ĂȘtre fabriquĂ©. Sa demi-vie est approximativement de 110 min. Ce fermion compte 9 protons et 9 neutrons avec un spin 1+ pour une masse atomique de 18,0009377 g/mol. Il est caractĂ©risĂ© par un excĂšs de masse de 873 431±593 eV/c2 et une Ă©nergie de liaison nuclĂ©aire de 137 369 199±593 eV[21].

Spectre

Au XIXe siĂšcle, peu de temps avant l'isolation de l'Ă©lĂ©ment, le savant Georges Salet a dĂ©terminĂ© quelques raies du fluor en comparant les spectres d'Ă©mission du chlorure et du fluorure de silicium. Les Fα prĂ©sentent des raies Ă  692, 686 et 678 nm environ chacune. Les FÎČ prĂ©sentent une raie Ă  640 nm et les FÎł Ă  623 nm. Henri Moissan a repris les expĂ©riences de Salet et a utilisĂ© des Ă©lectrodes de platine puis des Ă©lectrodes d'or. Il a pu comparer le spectre de Salet avec ceux fournis par certains fluorures. Avec les Ă©lectrodes 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 Ă©lectrodes d'or ne permettent pas d'avoir les longueurs d'onde 744 et 740 nm[22].

Combustion

Le fluor est un gaz ininflammable mais qui peut produire une flamme en rĂ©agissant avec beaucoup de substances chimiques. Il peut rĂ©agir violemment avec un grand nombre de composĂ©s chimiques et avec l'eau, mĂȘme Ă  basse tempĂ©rature, et forme de l'ozone et de l'acide fluorhydrique[23].

3F2 + 3H2O → O3 + 6HF

Gaz

Plasma

Liquide

Superfluide

Solide

Composés

Le difluor pur est un gaz jaune pĂąle corrosif : c’est un oxydant puissant. ElĂ©ment le plus rĂ©actif et le plus Ă©lectronĂ©gatif, il forme des composĂ©s avec la plupart des autres Ă©lĂ©ments, y compris les gaz rares xĂ©non et radon avec lesquels il rĂ©agit directement.

MĂȘme dans des conditions de basse tempĂ©rature et sans lumiĂšre, le difluor rĂ©agit explosivement avec le dihydrogĂšne, mĂȘme en dessous de -250 Â°C lorsque le fluor est solide et l’hydrogĂšne liquide ! Dans un jet de gaz difluor, le verre, les mĂ©taux, l’eau et d’autres substances brĂ»lent avec une flamme lumineuse. Le fluor a une telle affinitĂ© pour la plupart des Ă©lĂ©ments, en particulier pour le silicium (Si), qu’il ne peut ni ĂȘtre prĂ©parĂ© ni ĂȘtre conservĂ© dans des rĂ©cipients de verre (constituĂ©s principalement de silice SiO2). Il est en consĂ©quence manipulĂ© dans le tĂ©flon, un polymĂšre appelĂ© KelF ou dans les rĂ©cipients en nickel. Dans ce dernier cas, la surface du rĂ©cipient est initialement (et une fois pour toute) passivĂ©e par un premier contact avec le difluor.

Minéraux

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

Préparation

Le difluor, F2, est aujourd’hui encore produit industriellement grĂące au procĂ©dĂ© d’électrolyse introduit par Henri Moissan en 1886. Le bain Ă©lectrolytique est constituĂ© d’un mĂ©lange KF-2HF fondu Ă  90 Â°C - 100 Â°C environ. Le HF anhydre n’est pas conducteur car peu dissociĂ© et c’est l’ajout de KHF2 qui permet la conduction ionique par un mĂ©canisme complexe.

Lors de la rĂ©action d’électrolyse, le difluor est produit sur une anode en carbone selon :

2 HF2- → F2(g) + 2 HF + 2 e-

A la cathode (en mĂ©tal), du dihydrogĂšne est produit :

4 HF + 2 e- → H2(g) + 2 HF2-

Dans la cellule d’électrolyse, le potentiel appliquĂ© est compris entre 8 et 10 V, et la densitĂ© de courant est de l’ordre de 12 A⋅dm-2. Le rendement en courant est bon (95 %), mais le rendement Ă©nergĂ©tique global n’est que de 30 %.

En 1986, Ă  l’occasion du centiĂšme anniversaire de la dĂ©couverte de la prĂ©paration Ă©lectrochimique du fluor, Karl Christe a dĂ©couvert une mĂ©thode originale et purement chimique de prĂ©paration en faisant rĂ©agir Ă  150 Â°C de l’acide fluorhydrique anhydre HF avec K2MnF6 et SbF5. La rĂ©action est :

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

Ce procédé est anecdotique car inexploitable industriellement.

Utilisation

Le difluor est trop rĂ©actif pour une utilisation directe Ă  l’état pur. Ses nombreux composĂ©s chimiques ont par contre une multitude d’applications. Quelques exemples :

La premiĂšre 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[9], oĂč l’hexafluorure d'uranium UF6, qui est un composĂ© molĂ©culaire volatil, Ă©tait utilisĂ© pour sĂ©parer les diffĂ©rents isotopes de l’uranium par diffusion gazeuse. Ce procĂ©dĂ© est d’ailleurs toujours mis en Ɠuvre lors de la fabrication du combustible nuclĂ©aire utilisĂ© dans les centrales nuclĂ©aires actuelles.

Toxicité

Le fluor est toxique pour l’Homme :

  • < 0,05 mg/kg/jour : bĂ©nĂ©fique pour les dents (prĂ©vention de la carie dentaire) ;
  • 2 mg/jour : risque de fluorose dentaire ;
  • 10 Ă  40 mg/jour : fluorose du squelette ;
  • 20 Ă  80 mg/jour : fluorose ankylosante ;
  • 100 mg/jour : retard de croissance ;
  • 125 mg/jour : altĂ©ration rĂ©nale ;
  • 200 Ă  500 mg/jour : dose lĂ©tale.

Des enfants ayant avalĂ© leur dentifrice en se brossant les dents sur une longue pĂ©riode, ou qui ont mangĂ© du dentifrice prĂ©sentent parfois des intoxications au fluor ; d’oĂč l’intĂ©rĂȘt de bien expliquer aux enfants qu’ils doivent recracher le dentifrice et pourquoi ils doivent le faire.

L'Organisation mondiale de la santé, dans un rapport de novembre 2006, attire l'attention sur les dangers des doses excessives de fluor dans l'alimentation et explique comment fabriquer et utiliser des filtres permettant de neutraliser le fluor dans l'eau de boisson[26].

L'utilisation de fluor dans les camps de concentration a Ă©tĂ© rapportĂ©e par Joseph Borkin dans son livre The Crime and Punishment of I.G. Farben : « La Gestapo avait peu de soucis de l’état de la dentition des enfants
 leurs scientifiques avaient trouvĂ© que le fluor pouvait rendre stĂ©rile et qu’il gĂ©nĂ©rait une calme soumission. Â»

RĂšglementation

Diverses normes et rĂšglements existent, selon les pays et les usages de certains produits.

En France : La fluoration de l’eau est autorisĂ©e sous forme d'hexafluorosilicate de sodium[27] et d'acide hexafluorosilicique[28], cependant peu d'informations sont disponibles sur son utilisation rĂ©elle dans la production d'eau du robinet. En revanche la fluoration du sel est autorisĂ©e et encouragĂ©e. Celui-ci doit alors ĂȘtre Ă©tiquetĂ© sel fluorĂ© ou sel iodĂ© et fluorĂ©, ce qui signifie qu’il est supplĂ©mentĂ© en fluor Ă  raison de 250 mg/kg sous la forme de fluorure de potassium (par voie humide). Cette fluoration a Ă©tĂ© encouragĂ©e en 1985 par la Direction GĂ©nĂ©rale de la SantĂ© pour la prĂ©vention 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 Â». Une rĂ©glementation impose depuis 1993 l’usage de sel fluorĂ© dans les cantines scolaires.

Notes et références

  1. ↑ a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e Ă©d., ReliĂ©, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) 
  2. ↑ Base de donnĂ©es Chemical Abstracts interrogĂ©e via SciFinder Web le 15 dĂ©cembre 2009 (rĂ©sultats de la recherche)
  3. ↑ (en) Beatriz Cordero, VerĂłnica GĂłmez, Ana E. Platero-Prats, Marc RevĂ©s, Jorge EcheverrĂ­a, Eduard Cremades, Flavia BarragĂĄn et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited Â», dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI] 
  4. ↑ Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie , Cours, QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, BrochĂ©, 710 p. (ISBN 2100070355) 
  5. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87e Ă©d. (ISBN 0849304873), p. 10-202 
  6. ↑ a, b, c, d et e (en) The discovery of fluoride and fluorine sur fluoride-history. ConsultĂ© le 15 mars 2010
  7. ↑ a, b et c Henri Moissan, Recherches sur l'isolement du Fluor, 1887 [lire en ligne]
  8. ↑ Le fluor - F sur site du Centre d'Étude et de Recherches VĂ©tĂ©rinaires et Agrochimiques (Belgique). ConsultĂ© le 15 mars 2010
  9. ↑ a et b (en) Fluorine (Fluor), Los Alamos Chemistry Division. ConsultĂ© le 17 mars 2010
  10. ↑ Greenwook N.N. & Earnshaw (2003). Chemistry of the Elements. 2e Ed, Elsevier Ed., p.789.
  11. ↑ (en) Prix nobel de la chimie 1906 sur nobelprize. ConsultĂ© le 15 mars 2010
  12. ↑ (fr) Le fluor sur periodni. ConsultĂ© le 20 mars 2010
  13. ↑ Henri Moissan, Le fluor et ses composĂ©s, A.-G. Lemale, 1900, « DensitĂ© du fluor Â» 
  14. ↑ (en) Les termes en F sur iaea : International Atomic Energy Agency. ConsultĂ© le 20 mars 2010
  15. ↑ (fr) 18F sur www-dsv.cea. ConsultĂ© le 19 mars 2010
  16. ↑ (fr) Isotopes naturels du fluor sur ktf-split. ConsultĂ© le 20 mars 2010
  17. ↑ a et b (en) Isotopes du fluor sur environmentalchemistry. ConsultĂ© le 20 mars 2010
  18. ↑ (en) Isotopes de l'oxygĂšne sur environmentalchemistry. ConsultĂ© le 20 mars 2010
  19. ↑ (en) Isotopes du nĂ©on sur environmentalchemistry. ConsultĂ© le 20 mars 2010
  20. ↑ (en) Le fluor 19 sur matpack. ConsultĂ© le 22 mars 2010
  21. ↑ (en) Le fluor 18 sur matpack. ConsultĂ© le 22 mars 2010
  22. ↑ Henri Moissan, Le fluor et ses composĂ©s, A.-G. Lemale, 1900, « Spectre du fluor Â» 
  23. ↑ (en) Pradyot Patnaik, A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances, 2007 [lire en ligne (page consultĂ©e le 26 mars 2010)], « Halogens, Halogens Oxides, and Interhalogen Compounds Â», p. 472 
  24. ↑ (fr) ComitĂ© des Salines de France, « Page sur le Fluor Â» sur site du ComitĂ© des Salines de France. ConsultĂ© le 15 mars 2010
  25. ↑ (fr) Un front citoyen contre la fluoration de l’eau sur actualites-news-environnement. ConsultĂ© le 15 mars 2010
  26. ↑ (en) Fluoride drinking water - rapport de l'OMS sur who.int, 2006. ConsultĂ© le 19 mars 2010
  27. ↑ (fr) NF EN 12174 sur afnor.org, 2006. ConsultĂ© le 5 novembre 2010
  28. ↑ (fr) NF EN 12175 sur afnor.org, 2006. ConsultĂ© le 5 novembre 2010

Compléments

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Bibliographie

  • Henri Moissan, Extrait des Annales de chimie et de physique : Recherches sur l'isolement du fluor, vol. sĂ©rie 6, t. XII, Gauthier-Villars, 1887 
  • Henri Moissan, Le fluor et ses composĂ©s, G. Steinheil, 1900 

Liens externes



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1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
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  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux HalogÚnes Gaz rares
MĂ©taux alcalins  MĂ©taux alcalino-terreux  MĂ©taux de transition MĂ©taux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides ÉlĂ©ments non classĂ©s


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Contenu soumis à la licence CC-BY-SA. Source : Article Fluor de Wikipédia en français (auteurs)

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