Fluor

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Fluor
OxygèneFluorNéon
  Lattic simple cubic.svg
 
9
F
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
F
Cl
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Fluor, F, 9
Série chimique halogène
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 °C)[1]
Couleur jaune verdâtre clair
No CAS 14762-94-8 [2]
Propriétés atomiques
Masse atomique 18,998403163 ± 0,000000006 u[1]
Rayon atomique (calc) 50 pm (42 pm)
Rayon de covalence 0,57 ± 0,03 Å [3]
Rayon de van der Waals 135 pm[4]
Configuration électronique [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 diamagnétique
Point de fusion -219,67 °C (1 atm)[1]
Point d’ébullition -188,12 °C (1 atm)[1]
Énergie de fusion 0,2552 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 3,2698 kJ·mol-1
Température critique -129,02 °C
Volume molaire 22,404×10-3 m3·mol-1
Divers
Électronégativité (Pauling) 3,98
Chaleur massique 824 J·kg-1·K-1
Conductivité 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 Période MD Ed PD
MeV
17F {syn.} 64,49 s β+ ; ε 2,761 17O
18F {syn.} 1,8293 h β+ ; ε 1,656 18O
19F 100 % stable avec 10 neutrons
20F {syn.} 11,163 s β- 7,025 20Ne
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
Un tube contenant du fluor dans un bain de liquide cryogénique

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

C’est l’élément chimique le plus réactif, d'ailleurs il a toujours été trouvé lié à d'autres éléments. Il possède la plus forte électronégativité, d'une valeur de 3,98. Il est le 13e élément le plus abondant dans la croûte 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 oxygène dans 97 % des cas par désintégration bêta et dans 3 % des cas par capture électronique.

Sa température de fusion est de -219 °C et sa température d'ébullition est de -188 °C, températures entre lesquelles le fluor est liquide, avec une masse volumique de 1 500 kg·m-3. Aux conditions normales de température et de pression, le fluor se présente sous forme de difluor F2, un gaz diatomique jaune pâle, très toxique et extrêmement corrosif. Le fluor provoque de très graves brûlures au contact de la peau, des muqueuses, et des os. Georgius Agricola décrivait déjà l'existence du fluor en 1530 mais cet élément n'a été isolé qu'en 1886 par Henri Moissan.

Quelques plantes et certaines bactéries peuvent synthétiser des composés fluorés, mais le fluor n'a aucun rôle métabolique chez les mammifères.

Histoire[modifier | modifier le code]

Le fluor (du latin fluere signifiant flux ou fondant) est d'abord mentionné au XVIe siècle par Basile Valentin sous le nom de Flußspat puis décrit par Georgius Agricola en 1530, sous sa forme de fluorine, comme une substance utilisée pour promouvoir la fusion des métaux ou des minéraux[6].

Découvertes incomplètes[modifier | modifier le code]

Il a été dit que Heinrich Schwanhard utilisait de l’acide fluorhydrique pour graver le verre. Les premières explications du processus de formation de l’acide fluorhydrique furent publiées en 1725 par George Weygand, qui les tenait de Matthäus Pauli, qui lui-même les tenait d'un verrier anglais. En 1768, Andreas Marggraf décrivit la première observation de cette réaction chimique[6].

Inspiré par les publications d'Andreas Marggraf, Carl Scheele commença dès 1771 à chercher la nature chimique du fluor, ainsi que le détails de ses réactions avec les acides. Il observa que le fluor attaquait 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 étaient extraits avec de l'eau, et révélaient 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 présentait une réaction acide, que Carl Scheele nomma acide fluorhydrique (HF). Scheele réunit tous les résultats de ses expériences et montra comment identifier cet acide. Le fait que le fluor était capable de graver le verre permit à Jacob Berzelius d'en trouver dans de l'eau en 1822[6].

Certains chercheurs contestèrent que l'acide fluorhydrique était vraiment un acide. C'est seulement après que l'acide chlorhydrique fut identifié comme un composé d'hydrogène, et la découverte d'un nouvel élément appelé chlore que certains chercheurs pensèrent que l'acide fluorhydrique était lui aussi un composé d'hydrogène, et d'un autre élément aux propriétés proches du chlore. Ils proposèrent de nommer cet élément inconnu fluor , puis phtor (du grec : « destructif »), en raison des propriétés destructives de ses composés. Ce terme de phtor ne fut accepté qu'en grec, russe et quelques autres langues sous l'influence du russe[6].

Recherches sur l'isolement du fluor[modifier | modifier le code]

Gay-Lussac et Thénard furent les premiers à tenter d'isoler le fluor. Leur préparation d'acide fluorhydrique fumait fortement dans l'air, dissolvait rapidement le verre, et causait de graves brûlures au contact de la peau. Ces expériences, et d'autres encore, avec des manipulations imprudentes, se soldaient souvent par des intoxications ou des morts[6].

Antoine Lavoisier expérimenta aussi l’acide fluorhydrique (solution de fluorure d’hydrogène HF dans l’eau). Certaines de ces expériences menées pour isoler le fluor se terminèrent tragiquement, du fait du danger inhérent à cette substance[7].

Humphry Davy chercha à montrer que l'acide fluorhydrique ne contenait pas d'oxygène. Il neutralisa l'acide avec de l'ammoniaque pur. La solution obtenue ne présentait pas d'eau, et donc pas d'oxygène. Ses expériences suivantes à partir d'électrolyses échouèrent. Puis il fit réagir le chlore avec des fluorures, sans plus de succès. Il en conclut que le fluor avait une activité chimique plus importante que les autres éléments[8].

En 1833, Aimé mit en présence du fluorure d'argent (AgF) avec du chlore dans un vase de verre. Ces expériences ne furent pas plus satisfaisantes que celles de Davy. Les frères Knox répétèrent cet essai dans un appareil en fluorure de calcium (CaF2). Mais il est très difficile de déshydrater le fluorure d'argent, et leur expérience échoua. En 1848, Louyet reprit des expériences analogues, en remplaçant le fluorure d'argent par du fluorure de mercure[8]. Aucune de ces expériences ne permit d'isoler le fluor. Edmond Frémy démontra ensuite que l'action du chlore sur le fluor ne l'isole pas. Il démontra aussi l'existence de plusieurs fluorures.

En 1869, Georges Core produisit une petite quantité de fluor grâce à une électrolyse. Mais dans son expérience, du fluor gazeux et de l'hydrogène gazeux se formaient sur les deux électrodes, alors qu'il ne savait pas que le fluor et l'hydrogène gazeux se combinaient de manière explosive[9].

Travaux de Moissan[modifier | modifier le code]

Henri Moissan, premier chimiste à avoir isolé le fluor

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 sa classification périodique en 1869, mais ce n’est que le 26 juin 1886 qu’Henri Moissan 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. L'ensemble de l'expérience était menée dans un tube en U en platine bouché par des capuchons en fluorine[10]. Le difluor pur apparaissait à l'anode et le dihydrogène à la cathode. Henri Moissan dut mener cette expérience à basse température, car le fluorure d’hydrogène (HF) bout à 19 °C[8]. Cette découverte, rapportée à l'Académie des sciences deux jours plus tard, lui valut le prix Nobel de Chimie en 1906[11]. Elle fut l'occasion de l'élaboration d'un instrument révolutionnaire : le four à arc électrique. Moissan réussit là où des chimistes parmi les plus grands avaient échoué : H. Davy (1813-14), G. Aimé (1833), M. Faraday (1834), C.J. et T Knox (1836), P. Louyet (1846), E. Frémy (1854), H. Kammerer (1862) et G. Gore (1870).

Propriétés physiques[modifier | modifier le code]

Le fluor est le premier élément de la colonne des halogènes. C'est un gaz jaune verdâtre d'une odeur piquante et irritante[12], toxique, non combustible mais capable d'oxyder (comburant) dangereusement vite tout ce qui peut brûler dans l'air et même l'eau, le verre ou le sable ordinaires réagissent dans une atmosphère de fluor. C'est un élément très actif chimiquement, rarement monoatomique.

Un atome de fluor possède 9 électrons qui gravitent autour du noyau, sa configuration électronique peut s'écrire 1s2 2s2 2p5 ou [He](2s)2(2p)5. Sa structure électronique s'écrit (K)2(L)7. Pour que le fluor respecte la règle de l'octet, il gagne un dixième électron en formant l'ion fluorure F- pour avoir 8 électrons sur sa couche externe.

La première densité du fluor a été calculée par Henri Moissan à partir d'une expérience où il a recueilli du fluor et de l'air dans un flacon de platine. Henri Moissan a obtenu une densité de 1,264 à 0 °C et 760 mmHg. Il a ensuite calculé la densité théorique en multipliant la densité de l'hydrogène et le poids atomique du fluor, il a trouvé 1,316[13].

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes du fluor.

Le fluor possède en tout dix-huit isotopes[14] mais seul le fluor 19 (19F) est stable, faisant du fluor un élément monoisotopique. Les autres isotopes les plus stables sont le fluor 18 (18F) d'une demi-vie de 1,8293 h soit environ 110 min[15] et le fluor 20 (20F) d'une demi-vie de 11,163 s. Sur Terre, il n'y aucun fluor 18 naturel car aucun processus naturel ne conduit à sa formation et donc l'abondance du fluor 19 est de 100 %, faisant du fluor également un élément mononucléidique ; 19F étant le seul isotope naturel, cela permet de connaître sa masse molaire avec une très grande précision[16]. Tous ses isotopes non stables se transforment en isotopes de l'oxygène ou en isotopes du néon[17].

L'isotope le plus abondant, le fluor 19 provient de la nucléosynthèse 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 désintégration bêta de l'oxygène 19[18] (19O) ou par capture électronique du néon 19[19] (19Ne). Dans le cas de la capture électronique, un proton du néon capture un électron ce qui le transforme en neutron. Dans le cas de la désintégration β-, un neutron de l'atome d'oxygène 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 possède 19 nucléons dont 10 neutrons et 9 protons, atome de masse atomique de 18,9984032 g/mol. Il est caractérisé par un excès de masse de -1 487,405±0,070 keV/ et une énergie de liaison nucléaire de 147 801 358±74 eV[20].

On peut fabriquer d'autres isotopes par réactions nucléaires, instables, qui se désintègrent rapidement, peu dépassent la minute. L'isotope ayant la demi-vie la plus courte est le fluor 16, qui se désintègre par émission d'un proton en 40 keV. Le fluor 17 se désintègre par capture électronique en 64,49 s. Le fluor 20, fluor 21, fluor 22, fluor 23, fluor 24 et fluor 25 se désintègrent par désintégration β- 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 être fabriqué. Sa demi-vie est approximativement de 110 min. Cet atome compte 9 protons et 9 neutrons pour une masse atomique de 18,0009377 g/mol. Il est caractérisé par un excès de masse de 873 431±593 eV/c2 et une énergie de liaison nucléaire de 137 369 199±593 eV[21].

Spectre[modifier | modifier le code]

Au XIXe siècle, peu de temps avant l'isolation de l'élément, le savant Georges Salet a déterminé quelques raies du fluor en comparant les spectres d'émission du chlorure et du fluorure de silicium. Les Fα présentent des raies à 692, 686 et 678 nm environ chacune. Les Fβ présentent une raie à 640 nm et les Fγ à 623 nm. Henri Moissan a repris les expériences de Salet et a utilisé des électrodes de platine puis des électrodes d'or. Il a pu comparer le spectre de Salet avec ceux fournis par certains fluorures. Avec les électrodes 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 électrodes d'or ne permettent pas d'avoir les longueurs d'onde 744 et 740 nm[22].

Combustion[modifier | modifier le code]

Le fluor est un gaz ininflammable mais qui peut produire une flamme en réagissant avec de nombreuses substances chimiques. Il peut réagir violemment avec un grand nombre de composés chimiques et avec l'eau, même à basse température, et forme de l'ozone et de l'acide fluorhydrique[23].

3F2 + 3H2O → O3 + 6HF

Gaz[modifier | modifier le code]

Plasma[modifier | modifier le code]

Liquide[modifier | modifier le code]

Superfluide[modifier | modifier le code]

Solide[modifier | modifier le code]

Composés[modifier | modifier le code]

Le difluor pur est un gaz jaune pâle corrosif : c’est un oxydant puissant. Élément le plus réactif et le plus électronégatif, il forme des composés avec la plupart des autres éléments, y compris les gaz rares xénon et radon avec lesquels il réagit directement.

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). Il est en conséquence manipulé dans le téflon, un polymère appelé KelF ou dans les récipients en nickel. Dans ce dernier cas, la surface du récipient est initialement (et une fois pour toutes) passivée par un premier contact avec le difluor.

Minéraux[modifier | modifier le code]

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

Préparation[modifier | modifier le code]

Le difluor, F2, est aujourd’hui encore produit industriellement grâce au procédé d’électrolyse introduit par Henri Moissan en 1886. Le bain électrolytique est constitué d’un mélange KF-2HF fondu à 90 °C - 100 °C environ. Le HF anhydre n’est pas conducteur car peu dissocié et c’est l’ajout de KHF2 qui permet la conduction ionique par un mécanisme complexe.

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

2 HF2-F2(g) + 2 HF + 2 e-

À la cathode (en métal), du dihydrogène est produit :

4 HF + 2 e-H2(g) + 2 HF2-

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

En 1986, à l’occasion du centième anniversaire de la découverte de la préparation électrochimique du fluor, Karl Christe a découvert une méthode originale et purement chimique de préparation en faisant réagir à 150 °C de l’acide fluorhydrique anhydre HF avec K2MnF6 et SbF5. La réaction est :

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

Ce procédé est anecdotique car inexploitable industriellement.

Utilisation[modifier | modifier le code]

Le difluor est trop réactif pour une utilisation directe à l’état pur. Ses nombreux composés chimiques ont par contre une multitude d’applications. Quelques exemples :

La première 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[7], où l’hexafluorure d'uranium UF6, qui est un composé moléculaire volatil, était utilisé pour séparer les différents isotopes de l’uranium par diffusion gazeuse. Ce procédé est d’ailleurs toujours mis en œuvre lors de la fabrication du combustible nucléaire utilisé dans les centrales nucléaires actuelles.

Rôle biologique et toxicité[modifier | modifier le code]

Bien que quelques plantes et certaines bactéries synthétisent des composés fluorés, le fluor n'a aucun rôle métabolique connu chez les animaux[26] ; cependant l'ion fluorure (le plus souvent sous la forme de fluorure de sodium), lorsqu'il est directement appliqué sur les dents, réduit le risque de carie, c'est pourquoi il est utilisé dans le dentifrice et l'eau fluorée.

Le fluor est toxique pour l’homme :

  • < 0,05 mg/kg/jour : n'est d'aucun effet sur la prévention de la carie dentaire [27],[28] ;
  • 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.

Des enfants ayant avalé leur dentifrice en se brossant les dents pendant une longue période ou qui ont mangé du dentifrice présentent parfois des intoxications au fluor ; d’où l’intérêt 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, et d'autres [29] attirent 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[30].

Une association entre le déclin du quotient intellectuel et les concentrations de fluor dans l'eau a été suggérée[31]. En 2007, la revue Environmental Health Perspectives publiait une mini-monographie soulignant, d'une part, l'absence de recherches en anglais sur l'impact du fluor sur l'intelligence et, d'autre part, le développement de la recherche sur le sujet dans la communauté scientifique chinoise, depuis 1998, pour conclure que le fluor dans l'eau était corrélé avec le déclin de l'intelligence (quotient intellectuel). La relation dose-effet n'a cependant pas été établie dans cette étude[32].

Règlementation[modifier | modifier le code]

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

En France : La fluoration de l’eau est autorisée sous forme d'hexafluorosilicate de sodium[33] et d'acide hexafluorosilicique[34], cependant peu d'informations sont disponibles sur son utilisation réelle dans la production d'eau du robinet. En revanche la fluoration du sel est autorisée et encouragée. Celui-ci doit alors être étiqueté sel fluoré ou sel iodé et fluoré, ce qui signifie qu’il est supplémenté en fluor à raison de 250 mg/kg sous la forme de fluorure de potassium (par voie humide). Cette fluoration a été encouragée en 1985 par la Direction Générale de la Santé pour la prévention 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 ». Une réglementation impose depuis 1993 l’usage de sel fluoré dans les cantines scolaires.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  3. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », 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, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355)
  5. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC,‎ 2006, 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202
  6. a, b, c, d et e (en) « The discovery of fluoride and fluorine », sur fluoride-history (consulté le 15 mars 2010)
  7. a et b (en) « Fluorine (Fluor) » (ArchiveWikiwixArchive.isGoogleQue faire ?). Consulté le 2013-03-26
  8. a, b et c Henri Moissan, Recherches sur l'isolement du Fluor,‎ 1887[lire en ligne]
  9. « Le fluor - F », sur site du Centre d'Étude et de Recherches Vétérinaires et Agrochimiques (Belgique) (consulté le 15 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 (consulté le 15 mars 2010)
  12. (fr) « Le fluor », sur periodni (consulté le 20 mars 2010)
  13. Henri Moissan, Le fluor et ses composés, A.-G. Lemale,‎ 1900, « Densité du fluor »
  14. (en) « Les termes en F », sur iaea : International Atomic Energy Agency (consulté le 20 mars 2010)
  15. (fr) « 18F », sur www-dsv.cea (consulté le 19 mars 2010)
  16. (fr) « Isotopes naturels du fluor », sur ktf-split (consulté le 20 mars 2010)
  17. a et b (en) « Isotopes du fluor », sur environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)
  18. (en) « Isotopes de l'oxygène », sur environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)
  19. (en) « Isotopes du néon », sur environmentalchemistry (consulté le 20 mars 2010)
  20. (en) « Le fluor 19 » (ArchiveWikiwixArchive.isGoogleQue faire ?). Consulté le 2013-03-26
  21. (en) « Le fluor 18 » (ArchiveWikiwixArchive.isGoogleQue faire ?). Consulté le 2013-03-26
  22. Henri Moissan, Le fluor et ses composés, A.-G. Lemale,‎ 1900, « Spectre du fluor »
  23. (en) Pradyot Patnaik, A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances,‎ 2007 (lire en ligne), « Halogens, Halogens Oxides, and Interhalogen Compounds », p. 472
  24. (fr) Comité des Salines de France, « Page sur le Fluor », sur site du Comité des Salines de France (consulté le 15 mars 2010)
  25. (fr) « Un front citoyen contre la fluoration de l’eau », sur actualites-news-environnement (consulté le 15 mars 2010)
  26. Pour plus de détails, voir [:en:biological aspects of fluorine|l'article anglais correspondant]] (en) .
  27. (fr) « Les enjeux du Fluor » (consulté le 20 janvier 2013)
  28. (en) Paul & Patricia Bragg : Water the Shocking Truth, Healthy Science, Santa Barbara, California, p. 15-26, ISBN 0-87790-065-5
  29. Université De Sherbrooke (2012) Problématique écotoxicologique actualisée des fluorures dans les eaux municipales (Mémoire en ligne), 21/01/2012
  30. (en) « Fluoride drinking water - rapport de l'OMS », sur who.int,‎ 2006 (consulté le 19 mars 2010)
  31. Intelligence quotient of 7 to 9 year-old children from an area with high fluoride in drinking water ; Journal of Dentistry and Oral Hygiene Vol. 3(4), p. 61-64, April 2011
  32. SX. Wang, ZH. Wang, XT. Cheng, J. Li, ZP. Sang, XD. Zhang, LL. Han, XY. Qiao et ZM. Wu, « Arsenic and fluoride exposure in drinking water: children's IQ and growth in Shanyin county, Shanxi province, China. », Environ Health Perspect, vol. 115, no 4,‎ avril 2007, p. 643-7 (lien DOI?)
  33. (fr) « NF EN 12174 », sur afnor.org,‎ 2006 (consulté le 5 novembre 2010)
  34. (fr) « NF EN 12175 », sur afnor.org,‎ 2006 (consulté le 5 novembre 2010)

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Sur les autres projets Wikimedia :

Bibliographie[modifier | modifier le code]

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

Liens externes[modifier | modifier le code]


  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
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 Fl Uup Lv 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
   
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz rares
Métaux alcalins  Métaux alcalino-terreux  Métaux de transition Métaux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides Éléments non classés