FLUOR

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'oxygène fournit un lien de covalence à chaque atome de fluor (F — O — F). Dans l'oxyde F₂O₂, c'est au contraire la molécule de difluor qui donne deux électrons à chaque atome d'oxygène (O ← F—F → O).

Les fluorures ioniques possèdent des structures apparentées à celles des oxydes. Cette propriété provient des longueurs voisines du rayon ionique de l'ion O^2— et de l'ion F^—. On peut citer, par exemple, les fluorures alcalins LiF, NaF, KF... qui, comme les oxydes alcalino-terreux MgO, CaO, SrO..., possèdent la structure du chlorure de sodium. Les fluorures des métaux divalents (MgF₂, FeF₂, NiF₂...) peuvent posséder la structure rutile comme les oxydes correspondants (VO₂, TiO₂, MnO₂...). Il en est de même des fluorures ternaires : KFeF₃, par exemple, est isotype de la pérovskite CaTiO₃. Par le fait même, il existe de nombreux oxyfluorures dans lesquels le fluor peut se substituer partiellement ou totalement à l'oxygène, par exemple le pyrochlore, minéral de formule chimique (Na,Ca)₂Nb₂O₆(OH,F). Malgré cette analogie, les fluorures ioniques et les oxydes correspondants diffèrent sensiblement par leurs propriétés électriques. En effet, les premiers sont électriquement isolants et les seconds souvent conducteurs. Par ailleurs, alors que de nombreux oxydes présentent une aimantation importante à la température ambiante, il est généralement nécessaire de refroidir les fluorures à de très basses températures pour qu'ils aient la même propriété.

Les composés fluorés organiques jouent un rôle considérable. Leur stabilité particulière contraste avec l'instabilité du fluor lui-même. Dans ces composés, le fluor complète sa couche p en y admettant un autre électron d'un radical organique.

Les réactions de fluoration des composés organiques utilisent généralement l'hydrogène fluoré lui-même ou un de ses composés d'addition :

La substitution des hydrogènes des fonctions carbure peut être totale. Elle conduira à des composés d'une stabilité exceptionnelle[...]