FLUOR

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Propriétés chimiques

La chimie du fluor a commencé à se développer pendant la Seconde Guerre mondiale, en Allemagne, où le fluor était utilisé pour la préparation de fluorures de chlore aux propriétés incendiaires, et aux États-Unis, pour la synthèse de l'hexafluorure d'uranium destiné à la séparation isotopique de l'uranium.

L'extrême réactivité du fluor, due partiellement à sa grande électronégativité et à la relative facilité avec laquelle se dissocie la molécule F2, procure à cet élément des propriétés chimiques exceptionnelles. Il réagit avec presque tous les éléments du tableau périodique, y compris certains gaz rares, ainsi qu'avec la plupart des substances organiques. Cette réactivité particulière explique la difficulté de sa manipulation, qui nécessite l'emploi à basse température de hauts polymères fluorés ou de métaux comme le cuivre ou l'aluminium. Au-delà de 300 0C, seuls des alliages à base de nickel ou des métaux précieux comme le platine ou l'iridium peuvent être utilisés.

Le mélange de dihydrogène et de difluor brûle quelle que soit sa composition. Tous les métaux sont attaqués en donnant naissance à des fluorures dans lesquels le métal possède un degré d'oxydation élevé. Un certain nombre d'entre eux, dans lesquels la liaison métal-fluor est essentiellement covalente, sont gazeux, comme le trifluorure de bore, le tétrafluorure de silicium ou l'hexafluorure d'uranium.

Le fluor réagit également avec les autres halogènes pour donner des combinaisons telles que IF3, BrF3, ClF3. Ces composés à liaisons essentiellement covalentes peuvent présenter, cependant, un caractère ionique qui leur confère une certaine conductibilité à l'état liquide. Le fluor se combine à l'oxygène ; dans l'oxyde F2O, l [...]

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Pour citer l’article

Josik PORTIER, « FLUOR », Encyclopædia Universalis [en ligne], consulté le 22 janvier 2021. URL : https://www.universalis.fr/encyclopedie/fluor/