Types de fluor. Qu’est-ce que le fluorure ? Propriétés d'un élément chimique

Destruction et mort. C'est ainsi que le nom est traduit du grec fluorure. Le nom est associé à l'histoire de sa découverte. Des dizaines de scientifiques ont été blessés ou sont morts en essayant d'isoler l'élément dont Scheele avait suggéré l'existence pour la première fois. Il a obtenu de l'acide fluorhydrique, mais n'a pas pu en extraire une nouvelle substance - le fluorium.

Le nom est associé au minéral - la base de l'acide fluorhydrique et le principal source de fluorure. Les frères Knox d'Angleterre et Gay-Lussac et Tenard de France ont également tenté de l'obtenir par électrolyse. Ils sont morts pendant les expériences.

Davy, qui a découvert le sodium, le potassium et le calcium, a contacté le fluorium, a été empoisonné et est devenu handicapé. Par la suite, la communauté scientifique a renommé l’élément. Mais est-ce vraiment si dangereux en dehors des laboratoires chimiques et pourquoi est-ce nécessaire ? Nous répondrons plus loin à ces questions.

Propriétés chimiques et physiques du fluor

Fluor occupe la 9ème position. Dans la nature, un élément est constitué d’un seul nucléide stable. C'est ainsi qu'on appelle les atomes cycle de vie qui sont suffisants pour les observations et la recherche scientifique. Poids atome de fluor– 18 998. Il y a 2 atomes dans une molécule.

Fluor – élément avec la plus grande électronégativité. Le phénomène est associé à la capacité d'un atome à se connecter aux autres et à attirer des électrons vers lui. L'indice du fluor sur l'échelle de Pauling est de 4. Cela contribue à la renommée du 9ème élément comme le non-métal le plus actif. Dans son état normal, c'est un gaz jaunâtre. Il est toxique et dégage une odeur âcre, quelque chose entre les arômes de l'ozone et du chlore.

Le fluor est une substance avec un point d'ébullition des gaz anormalement bas - seulement 188 degrés Celsius. Les halogènes restants, c'est-à-dire les non-métaux typiques du 7ème groupe du tableau périodique, bouillent à des vitesses élevées. Cela est dû au fait qu'ils ont un sous-niveau d, qui est responsable des liaisons d'un an et demi. Molécule de fluor n'en a pas.

L'activité du fluor s'exprime par le nombre et la nature des réactions possibles avec d'autres éléments. La connexion avec la plupart d'entre eux s'accompagne d'incendies et d'explosions. Au contact de l'hydrogène, une flamme se génère même à basse température. Même l’eau brûle dans une atmosphère fluorée. De plus, dans une chambre contenant un gaz jaunâtre, l'élément le plus inerte et le plus précieux s'enflamme.

Composés fluorés impossible uniquement avec le néon, l'argon et l'hélium. Les 3 gaz sont légers et inertes. Pas de gaz, non sensible au fluor. Il existe un certain nombre d'éléments avec lesquels les réactions ne sont possibles qu'à des températures élevées. Oui, en couple chlorofluor n'interagit qu'à 200-250 degrés Celsius.

Application de fluorure

Sans fluor Les revêtements en téflon ne sont pas nécessaires. Leur nom scientifique est tétrafluoroéthylène. Les composés appartiennent au groupe organique et ont des propriétés antiadhésives. Essentiellement, le téflon est un plastique, mais exceptionnellement lourd. La densité de l'eau est 2 fois plus élevée - c'est la raison du poids excessif du revêtement et de la vaisselle qui l'accompagne.

Dans l'industrie nucléaire fluor Il a connexion avec le processus de séparation des isotopes de l'uranium. Les scientifiques disent que s’il n’y avait pas le 9ème élément, il n’y aurait pas de centrales nucléaires. Ce n’est pas n’importe quel uranium qui leur sert de combustible, mais seulement quelques-uns de ses isotopes, notamment le 235. Les méthodes de séparation sont conçues pour les gaz et les liquides volatils.

Mais l’uranium bout à 3 500 degrés Celsius. On ne sait pas exactement quels matériaux pour les colonnes et les centrifugeuses résisteront à une telle chaleur. Heureusement, il existe de l'hexafluorure d'uranium volatil, qui ne bout qu'à 57 degrés. C'est de là que l'on isole la fraction métallique.

Oxydation du fluor, plus précisément, son oxydation du carburant pour fusée est un élément important de l'industrie aéronautique. Ce n'est pas l'élément gazeux qui y est utile, mais le liquide. Dans cet état, le fluor devient jaune vif et est le plus réactif.

En métallurgie, le gaz standard est utilisé. Formule fluorée se transforme. L'élément est inclus dans le composé nécessaire à la production d'aluminium. Il est produit par électrolyse. C’est là qu’intervient l’hexafluoroaluminate.

La connexion est pratique en optique fluor de magnésium, c'est-à-dire le fluorure. Il est transparent dans la gamme des ondes lumineuses allant de l’ultraviolet sous vide au rayonnement infrarouge. Voici la connexion aux lentilles et aux prismes pour les instruments optiques spécialisés.

Le 9ème élément a également été remarqué par les médecins, notamment les dentistes. Ils ont trouvé 0,02 % de fluorure dans les dents. Ensuite, il s'est avéré que dans les régions où il y a une pénurie de substance, l'incidence des caries est plus élevée.

Contenu fluorure dans l'eau, d'où il pénètre dans le corps. Dans de rares zones, ils ont commencé à ajouter artificiellement l’élément à l’eau. La situation s'est améliorée. Il a donc été créé pâte fluorée.

Le fluorure en soins dentaires l'émail peut provoquer une fluorose - un assombrissement, des taches sur les tissus. C'est une conséquence d'une surabondance de l'élément. Par conséquent, dans les régions où la composition de l’eau est normale, il est préférable de choisir dentifrice sans fluor. Il est également nécessaire de surveiller sa teneur dans les produits alimentaires. Il existe même du lait fluoré. Il n'est pas nécessaire d'enrichir les fruits de mer, ils contiennent déjà beaucoup du 9ème élément.

Pâtes sans fluor– un choix lié à l’état des dents. Mais en médecine, l'élément n'est pas seulement nécessaire dans le domaine de la dentisterie. Les préparations fluorées sont prescrites pour les problèmes de glande thyroïde, par exemple la maladie de Basedow. Dans la lutte contre cela, le rôle principal est joué par le couple fluorure-iode.

Les médicaments contenant le 9ème élément sont nécessaires pour ceux qui souffrent de diabète chronique. Le glaucome et le cancer figurent également sur la liste des affections traitées avec fluorure. Comment oxygène la substance est parfois nécessaire pour les maladies bronchiques et les diagnostics rhumatismaux.

Extraction du fluor

Le fluor est extrait tout cela de la même manière qui a aidé à ouvrir l'élément. Après une série de décès, l'un des scientifiques a réussi non seulement à survivre, mais également à libérer une petite quantité de gaz jaunâtre. Les lauriers sont revenus à Henri Moissan. Le Français a reçu le prix Nobel pour sa découverte. Il a été publié en 1906.

Moissan a utilisé la méthode de l'électrolyse. Pour éviter d'être empoisonné par les fumées, le chimiste a effectué la réaction dans un électrificateur en acier. Cet appareil est encore utilisé aujourd'hui. Il contient de l'acide fluorure de potassium.

Le processus se déroule à une température de 100 degrés Celsius. La cathode est en acier. L'anode de l'installation est en carbone. Il est important de maintenir l'étanchéité du système, car vapeur de fluor toxique.

Les laboratoires achètent des bouchons spéciaux pour l'étanchéité. Leur composition : fluorure de calcium. Configuration du laboratoire- ce sont deux récipients en cuivre. Le premier est rempli de matière fondue, y plongeant le second. Le récipient intérieur a un trou au fond. Une anode en nickel le traverse.

La cathode est placée dans la première cuve. Des tubes s'étendent à partir de l'appareil. L'hydrogène est libéré par l'un, le fluor est libéré par le second. Pour maintenir l’étanchéité, les bouchons et le fluorure de calcium ne suffisent pas à eux seuls. Vous avez également besoin de lubrification. Son rôle est joué par la glycérine ou l'oxyde.

La méthode de laboratoire pour l'obtention du 9ème élément est utilisée uniquement à des fins de démonstrations pédagogiques. La technologie n’a aucune application pratique. Pourtant, son existence prouve qu’il est possible de se passer de l’électrolyse. Toutefois, ce n'est pas nécessaire.

Prix ​​du fluor

Il n’y a aucun coût pour le fluor en tant que tel. Les prix sont déjà fixés pour les produits contenant le 9ème élément du tableau périodique. Les dentifrices, par exemple, coûtent généralement entre 40 et 350 roubles. Les médicaments sont également bon marché et chers. Tout dépend du fabricant et de la disponibilité de produits similaires proposés par d'autres sociétés sur le marché.

Pour ce qui est de prix du fluorure pour la santé, il peut apparemment être élevé. L'élément est toxique. Sa manipulation demande de la prudence. Le fluor peut être bénéfique et même guérir.

Mais pour cela, vous devez en savoir beaucoup sur la substance, prédire son comportement et, bien sûr, consulter des spécialistes. Le fluor se classe au 13ème rang en termes de prévalence sur Terre. Le nombre lui-même, appelé la douzaine du diable, oblige à faire attention à l'élément.

Température d'ébullition Point critique Oud. température de fusion

(F-F) 0,51 kJ/mol

Oud. chaleur de vaporisation

6,54 (F-F) kJ/mol

Capacité thermique molaire Réseau cristallin d'une substance simple La structure en treillis

monoclinique

Paramètres de réseau Autres caractéristiques Conductivité thermique

(300 K) 0,028 W/(m·K)

Numero CAS

9
2s 2 2p 5

Histoire

En tant qu'atome de l'acide fluorhydrique, l'élément fluor a été prédit en 1810 et isolé sous forme libre seulement 76 ans plus tard par Henri Moissan en 1886 par électrolyse de fluorure d'hydrogène liquide anhydre contenant un mélange de fluorure de potassium acide KHF 2.

origine du nom

La teneur en fluor du sol est due aux gaz volcaniques, du fait que leur composition comprend généralement une grande quantité de fluorure d'hydrogène.

Composition isotopique

Le fluor est un élément monoisotopique, car dans la nature, il n'existe qu'un seul isotope stable du fluor, 19 F. 17 autres isotopes radioactifs du fluor sont connus avec un nombre de masse de 14 à 31 et un isomère nucléaire - 18 F m. L'isotope radioactif du fluor ayant la durée de vie la plus longue est le 18 F, avec une demi-vie de 109,771 minutes, une source importante de positrons, utilisée en tomographie par émission de positons.

Propriétés nucléaires des isotopes du fluor

Isotope	Masse relative, a.m.u.	Demi-vie	Type de carie	Spin nucléaire	Moment magnétique nucléaire
17F	17,0020952	64,5 s	β+-désintégration en 17 O	5/2	4.722
18F	18,000938	1,83 heures	β+-désintégration en 18 O	1
19F	18,99840322	Écurie	-	1/2	2.629
20F	19,9999813	11 s	Désintégration β− dans 20 Ne	2	2.094
21F	20,999949	4,2 s	Désintégration β− dans 21 Ne	5/2
22F	22,00300	4,23 s	Désintégration β− dans 22 Ne	4
23F	23,00357	2,2 s	Désintégration β− dans 23 Ne	5/2

Propriétés magnétiques des noyaux

Les noyaux de l'isotope 19 F ont un spin demi-entier, ces noyaux peuvent donc être utilisés pour les études RMN de molécules. Les spectres RMN du 19 F sont assez caractéristiques des composés organofluorés.

Structure électronique

La configuration électronique de l'atome de fluor est la suivante : 1s 2 2s 2 2p 5. Les atomes de fluor dans les composés peuvent présenter un état d'oxydation de -1. Les états d'oxydation positifs ne sont pas réalisés dans les composés, puisque le fluor est l'élément le plus électronégatif.

Le terme chimique quantique de l’atome de fluor est 2 P 3/2.

Structure moléculaire

Du point de vue de la théorie des orbitales moléculaires, la structure d'une molécule de fluor diatomique peut être caractérisée par le diagramme suivant. La molécule contient 4 orbitales de liaison et 3 orbitales anti-liantes. L'ordre des liaisons dans une molécule est 1.

Cellule de cristal

Le fluor forme deux modifications cristallines stables à pression atmosphérique :

Reçu

La méthode industrielle d'obtention du fluor comprend l'extraction et l'enrichissement des minerais de fluorine, la décomposition par l'acide sulfurique de leur concentré pour former de l'anhydre et sa décomposition électrolytique.

Pour obtenir du fluor en laboratoire, on utilise la décomposition de certains composés, mais tous ne se trouvent pas dans la nature en quantité suffisante et sont obtenus à partir de fluor libre.

Méthode de laboratoire

$\backslash mathsf(\; 2K\_2MnF\_6\; +\; 4SbF\_5\; \backslash rightarrow\; 4KSbF\_6\; +\; 2MnF\_3\; +\; F\_2\; \backslash uparrow\; )$

Bien que cette méthode n'ait pas application pratique, cela démontre que l'électrolyse n'est pas nécessaire et que tous les composants de ces réactions peuvent être préparés sans utilisation de fluor gazeux.

De plus, pour la production de fluor en laboratoire, vous pouvez utiliser le chauffage du fluorure de cobalt (III) à 300°C, la décomposition des fluorures d'argent (trop coûteuse) et quelques autres méthodes.

Méthode industrielle

La production industrielle de fluor est réalisée par électrolyse d'une masse fondue de fluorure de potassium acide KF·2HF (souvent avec l'ajout de fluorure de lithium), qui se forme lorsque la masse fondue KF est saturée de fluorure d'hydrogène à une teneur de 40 à 41 % HF. . Le processus d'électrolyse est réalisé à des températures d'environ 100 °C dans des électrolyseurs en acier dotés d'une cathode en acier et d'une anode en carbone.

Propriétés physiques

Gaz jaune pâle, à faibles concentrations, son odeur ressemble à la fois à l'ozone et au chlore, il est très agressif et toxique.

Le fluor a un point d’ébullition (point de fusion) anormalement bas. Cela est dû au fait que le fluor n'a pas de sous-niveau d et n'est pas capable de former des liaisons sesqui et demie, contrairement aux autres halogènes (la multiplicité des liaisons dans les autres halogènes est d'environ 1,1).

Propriétés chimiques

$\backslash mathsf(\; 2F\_2\; +\; 2H\_2O\; \backslash rightarrow\; 4HF\; \backslash uparrow\; +\; O\_2\; \backslash uparrow\; )$ $\backslash mathsf(\; Pt\; +\; 2F\_2\; \backslash \; \backslash xrightarrow(350-400^oC)\backslash \; PtF\_4\; )$

Les réactions dans lesquelles le fluor est formellement un agent réducteur comprennent la décomposition de fluorures supérieurs, par exemple :

$\backslash mathsf(\; 2CoF\_3\; \backslash rightarrow\; 2CoF\_2\; +\; F\_2\; \backslash uparrow\; )$ $\backslash mathsf(\; 2MnF\_4\; \backslash rightarrow\; 2MnF\_3\; +\; F\_2\; \backslash uparrow\; )$

Le fluor est également capable d'oxyder l'oxygène dans une décharge électrique, formant du fluorure d'oxygène OF 2 et du dioxydifluorure O 2 F 2 .

Dans tous les composés, le fluor présente un état d’oxydation de −1. Pour que le fluor présente un état d'oxydation positif, la création de molécules excimères ou d'autres conditions extrêmes est nécessaire. Cela nécessite une ionisation artificielle des atomes de fluor.

Stockage

Le fluor est stocké à l'état gazeux (sous pression) et sous forme liquide (lorsqu'il est refroidi avec de l'azote liquide) dans des dispositifs en nickel et ses alliages (métal Monel), en cuivre, en aluminium et ses alliages, en laiton, en acier inoxydable (ce est possible car ces métaux et alliages sont recouverts d'un film de fluorures insurmontable au fluor).

Application

Le fluor est utilisé pour obtenir :

• Les fréons sont des réfrigérants largement utilisés.
• Les plastiques fluorés sont des polymères chimiquement inertes.
• Le gaz SF6 est un isolant gazeux utilisé dans l’électrotechnique haute tension.
• Hexafluorure d'uranium UF 6, utilisé pour séparer les isotopes de l'uranium dans l'industrie nucléaire.
• Hexafluoroaluminate de sodium - électrolyte pour la production d'aluminium par électrolyse.
• Les fluorures métalliques (tels que W et V), qui possèdent certaines propriétés bénéfiques.

Fusée

Le fluor et certains de ses composés sont des agents oxydants puissants, ils peuvent donc être utilisés comme agent oxydant dans les carburants des fusées. La très haute efficacité du fluor a suscité un intérêt considérable pour lui et ses composés. À l’aube de l’ère spatiale, l’URSS et d’autres pays avaient des programmes de recherche sur les carburants fluorés pour fusées. Cependant, les produits de combustion contenant des comburants contenant du fluor sont toxiques. Par conséquent, les carburants à base de fluor ne se sont pas répandus dans la technologie des fusées modernes.

Application en médecine

Les hydrocarbures fluorés (par exemple, la perfluorodécaline) sont utilisés en médecine comme substituts du sang. Il existe de nombreux médicaments contenant du fluor dans leur structure (fluorotane, fluorouracile, fluoxétine, halopéridol, etc.).

Rôle biologique et physiologique

Le fluor est un élément vital pour l'organisme. Dans le corps humain, le fluor est principalement contenu dans l'émail des dents dans le cadre de la fluorapatite - Ca 5 F (PO 4) 3. En cas de consommation insuffisante (moins de 0,5 mg/litre d'eau de boisson) ou excessive (plus de 1 mg/litre) de fluor, l'organisme peut développer des maladies dentaires : caries et fluorose (marbrures de l'émail) et ostéosarcome, respectivement.

Pour prévenir les caries, il est recommandé d'utiliser des dentifrices avec des additifs fluorés (sodium et/ou étain) ou de boire de l'eau fluorée (jusqu'à une concentration de 1 mg/l), ou d'utiliser des applications locales d'une solution de fluorure de sodium à 1-2 %. ou du fluorure d'étain. De telles actions peuvent réduire le risque de carie dentaire de 30 à 50 %.

La concentration maximale admissible de fluor lié dans l'air des locaux industriels est de 0,0005 mg/litre d'air.

Toxicologie

voir également

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Littérature

• Ryss I.G. Chimie du fluor et de ses composés inorganiques. M. Goskhimizdat, 1966 - 718 p.
• Nekrasov B.V. Fondamentaux de chimie générale. (troisième édition, tome 1) M. Chimie, 1973 - 656 p.
• L. Pauling, I. Keaveny et A.B. Robinson, J. Chimie à l'état solide., 1970, 2, p. 225. anglais {{{1}}} - Apprenez-en davantage sur la structure cristalline du fluor.

Remarques

1. . Récupéré le 14 mars 2013. .
2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu.(anglais) // Chimie pure et appliquée. - 2013. - Vol. 85, non. 5 . - P. 1047-1078. -DOI :10.1351/PAC-REP-13-03-02.
3. Encyclopédie chimique / Comité de rédaction : Zefirov N.S. et autres. - M. : Grande Encyclopédie Russe, 1998. - T. 5. - 783 p. -ISBN5-85270-310-9.
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15. N.V. Lazarev, I.D. Gadaskina " Produits dangereux dans l'industrie" Volume 3, page 19.

Liens

	Portail "Chimie"
	Fluor dans le Wiktionnaire
	Projet "Chimie"

• // Bulletin de l'Académie des sciences de Russie, 1997, volume 67, N 11, p. 998-1013.

Tableau périodique des éléments chimiques par D. I. Mendeleev
																															F
																								gaz nobles	Propriétés inconnues

Extrait caractérisant le Fluor

Si l'objectif des Russes était de couper et de capturer Napoléon et les maréchaux, et que cet objectif non seulement n'a pas été atteint, mais que toutes les tentatives pour atteindre cet objectif ont été détruites à chaque fois de la manière la plus honteuse, alors la dernière période de la campagne semble à juste titre proche des victoires françaises et est tout à fait injustement présentée par les historiens russes comme victorieuse.
Les historiens militaires russes, dans la mesure où la logique leur est obligatoire, arrivent involontairement à cette conclusion et, malgré les appels lyriques au courage et au dévouement, etc., doivent involontairement admettre que la retraite française de Moscou est une série de victoires pour Napoléon et de défaites. pour Koutouzov.
Mais, en laissant complètement de côté l'orgueil national, on sent que cette conclusion elle-même contient une contradiction, puisqu'une série de victoires des Français les a conduits à la destruction complète, et une série de défaites des Russes les ont conduits à la destruction complète de l'ennemi et la purification de leur patrie.
La source de cette contradiction réside dans le fait que les historiens qui étudient les événements à partir de lettres de souverains et de généraux, de rapports, de rapports, de plans, etc., ont supposé un objectif faux et inexistant pour la dernière période de la guerre de 1812 - un objectif qui consistait soi-disant à couper et attraper Napoléon avec les maréchaux et l'armée.
Cet objectif n’a jamais existé et ne pouvait pas exister, car il n’avait aucun sens et sa réalisation était totalement impossible.
Cet objectif n’avait aucun sens, premièrement, parce que l’armée frustrée de Napoléon a fui la Russie le plus rapidement possible, c’est-à-dire qu’elle a réalisé exactement ce que tout Russe pouvait souhaiter. Pourquoi a-t-il fallu mener diverses opérations contre les Français, qui ont fui au plus vite ?
Deuxièmement, il était inutile de faire obstacle à des personnes qui avaient consacré toute leur énergie à s'échapper.
Troisièmement, il était inutile de perdre leurs troupes pour détruire les armées françaises, qui furent détruites sans raisons extérieures dans une telle progression que, sans aucun blocage de la route, elles ne purent transférer à travers la frontière plus que ce qu'elles avaient transféré au mois de décembre. c'est-à-dire un centième de l'armée entière.
Quatrièmement, il était inutile de vouloir capturer l'empereur, les rois, les ducs - des gens dont la captivité compliquerait grandement les actions des Russes, comme l'admettaient les diplomates les plus habiles de l'époque (J. Maistre et autres). Encore plus insensé était le désir de prendre les corps français alors que leurs troupes avaient fondu à mi-chemin de Krasny et que les divisions de convoi devaient être séparées des corps de prisonniers, et que leurs soldats ne recevaient pas toujours des provisions complètes et que les prisonniers déjà faits mouraient. de la faim.
L'ensemble du plan réfléchi visant à couper et à attraper Napoléon et son armée était semblable au plan d'un jardinier qui, chassant le bétail du jardin qui avait piétiné ses crêtes, courrait jusqu'à la porte et commencerait à battre ce bétail à la tête. Une chose qu’on pourrait dire pour justifier le jardinier serait qu’il était très en colère. Mais on ne pouvait même pas en dire autant des rédacteurs du projet, car ce ne sont pas eux qui ont souffert des crêtes piétinées.
Mais outre le fait qu’il était inutile de couper Napoléon et l’armée, c’était impossible.
Cela était impossible, d'abord parce que, puisque l'expérience montre que le mouvement des colonnes sur cinq milles au cours d'une bataille ne coïncide jamais avec les plans, la probabilité que Chichagov, Kutuzov et Wittgenstein convergent à l'heure à l'endroit désigné était si insignifiante qu'elle revenait à Jusqu'à l'impossibilité, comme le pensait Kutuzov, même lorsqu'il a reçu le plan, il a déclaré que le sabotage sur de longues distances n'apportait pas les résultats escomptés.
Deuxièmement, c’était impossible parce que, pour paralyser la force d’inertie avec laquelle l’armée de Napoléon reculait, il fallait disposer, sans comparaison, de troupes plus nombreuses que celles dont disposaient les Russes.
Troisièmement, c’était impossible, car couper un mot militaire n’a aucun sens. On peut couper un morceau de pain, mais pas une armée. Il n'y a aucun moyen de couper une armée - de lui barrer le chemin, car il y a toujours beaucoup d'espace autour duquel on peut circuler, et il y a la nuit, pendant laquelle rien n'est visible, comme pourraient en être convaincus les scientifiques militaires, même à partir des exemples de Krasny et de Berezina. Il est impossible de faire prisonnier sans l'accord de celui qui est fait prisonnier, tout comme il est impossible d'attraper une hirondelle, bien qu'on puisse la prendre lorsqu'elle atterrit sur sa main. On peut faire prisonnier quelqu'un qui se rend, comme les Allemands, selon les règles de stratégie et de tactique. Mais les troupes françaises, à juste titre, n'ont pas trouvé cela pratique, puisque la même mort affamée et froide les attendait en fuite et en captivité.
Quatrièmement et surtout, cela était impossible car jamais, depuis que le monde existe, il n'y a eu de guerre dans les conditions terribles dans lesquelles elle s'est déroulée en 1812, et les troupes russes, à la poursuite des Français, ont déployé toutes leurs forces et n'ont pas auraient pu faire plus sans être eux-mêmes détruits.
Lors du mouvement de l'armée russe de Taroutino à Krasnoïe, cinquante mille personnes furent malades et arriérées, soit un nombre égal à la population d'une grande ville de province. La moitié des gens ont quitté l’armée sans combattre.
Et à propos de cette période de la campagne, où des troupes sans bottes ni manteaux de fourrure, avec des provisions incomplètes, sans vodka, passent des mois la nuit dans la neige et à quinze degrés au-dessous de zéro ; quand il n'y a que sept ou huit heures du jour, et le reste est la nuit, pendant laquelle il ne peut y avoir aucune influence de discipline ; lorsque, non pas comme dans une bataille, les hommes sont introduits pendant quelques heures seulement dans le royaume de la mort, où il n'y a plus de discipline, mais lorsque les gens vivent des mois, luttant chaque minute contre la mort de faim et de froid ; quand la moitié de l'armée meurt en un mois - les historiens nous parlent de telle ou telle période de la campagne, comment Miloradovich était censé faire une marche de flanc par ici, et Tormasov par là, et comment Chichagov était censé s'y déplacer par là ( bouger au-dessus de ses genoux dans la neige), et comment il s'est renversé et s'est coupé, etc., etc.
Les Russes, à moitié mourants, ont fait tout ce qui pouvait et aurait dû être fait pour atteindre un objectif digne du peuple, et ils ne sont pas responsables du fait que d'autres Russes, assis dans des pièces chaudes, ont supposé faire ce qui était impossible.
Toute cette contradiction de fait étrange, désormais incompréhensible, avec la description de l'histoire ne se produit que parce que les historiens qui ont écrit sur cet événement ont écrit l'histoire des sentiments et des paroles merveilleux de divers généraux, et non l'histoire des événements.
Pour eux, les paroles de Miloradovich, les récompenses que tel ou tel général a reçues et leurs hypothèses semblent très intéressantes ; et la question de ces cinquante mille restés dans les hôpitaux et les tombes ne les intéresse même pas, parce qu'elle ne relève pas de leur étude.
En attendant, il suffit de se détourner de l'étude des rapports et des plans généraux, et de se plonger dans le mouvement de ces centaines de milliers de personnes qui ont participé directement et immédiatement à l'événement, et dans toutes les questions qui semblaient auparavant insolubles, soudainement, avec un extraordinaire facilité et simplicité, recevez une solution incontestable.
L’objectif de couper Napoléon et son armée n’a jamais existé sauf dans l’imagination d’une douzaine de personnes. Cela ne pouvait pas exister parce que cela n’avait aucun sens et qu’il était impossible de le réaliser.
Les gens n’avaient qu’un seul objectif : nettoyer leurs terres de toute invasion. Cet objectif a été atteint d'abord par lui-même, puisque les Français ont fui, et il suffisait donc de ne pas arrêter ce mouvement. Deuxièmement, cet objectif a été atteint grâce aux actions de la guerre populaire, qui ont détruit les Français, et, troisièmement, par le fait qu'une importante armée russe a suivi les Français, prête à recourir à la force si le mouvement français était arrêté.
L’armée russe a dû agir comme un fouet sur un animal qui court. Et un conducteur expérimenté savait qu'il était plus avantageux de tenir le fouet levé, en le menaçant, et de ne pas fouetter la tête d'un animal qui court.

Lorsqu'une personne voit un animal mourant, l'horreur la saisit : ce qu'elle est elle-même, son essence, est évidemment détruite à ses yeux - cesse d'exister. Mais lorsque le mourant est une personne et que l'être aimé est ressenti, alors, en plus de l'horreur de la destruction de la vie, on ressent une lacune et une blessure spirituelle qui, tout comme une blessure physique, tue tantôt, tantôt. guérit, mais fait toujours mal et a peur d'un contact extérieur irritant.
Après la mort du prince Andrei, Natasha et la princesse Marya l'ont également ressenti. Eux, courbés moralement et fermant les yeux devant le nuage menaçant de la mort qui pesait sur eux, n'osaient pas regarder la vie en face. Ils protégeaient soigneusement leurs blessures ouvertes des contacts offensants et douloureux. Tout : une calèche qui roule vite dans la rue, un rappel concernant le déjeuner, la question d'une fille sur une robe à préparer ; Pire encore, la parole d'une sympathie peu sincère et faible irritait douloureusement la blessure, ressemblait à une insulte et violait ce silence nécessaire dans lequel ils essayaient tous deux d'écouter le chœur terrible et strict qui n'avait pas encore cessé dans leur imagination, et les empêchait de scrutant ces mystérieuses distances infinies qui s'ouvraient un instant devant eux.
Juste eux deux, ce n'était ni offensant ni douloureux. Ils se parlaient peu. S'ils parlaient, c'était sur les sujets les plus insignifiants. Tous deux évitaient également de mentionner quoi que ce soit concernant l’avenir.
Admettre la possibilité d'un avenir leur semblait une insulte à sa mémoire. Ils prenaient encore plus soin d'éviter dans leurs conversations tout ce qui pouvait être lié au défunt. Il leur semblait que ce qu’ils avaient vécu et ressenti ne pouvait être exprimé avec des mots. Il leur semblait que toute mention verbale des détails de sa vie violait la grandeur et le caractère sacré du sacrement qui avait eu lieu à leurs yeux.
Abstinence incessante de parole, évitement constant et diligent de tout ce qui pourrait conduire à un mot sur lui : ces arrêts de différents côtés à la frontière de ce qui ne pouvait pas être dit, exposaient encore plus purement et clairement devant leur imagination ce qu'ils ressentaient.

Mais la tristesse pure et complète est tout aussi impossible que la joie pure et complète. La princesse Marya, en tant que maîtresse indépendante de son destin, tutrice et éducatrice de son neveu, fut la première à être rappelée à la vie du monde de tristesse dans lequel elle vécut pendant les deux premières semaines. Elle recevait des lettres de parents auxquelles il fallait répondre ; la pièce dans laquelle Nikolenka était placée était humide et il se mit à tousser. Alpatych est venu à Yaroslavl avec des rapports sur les affaires et avec des propositions et des conseils pour déménager à Moscou dans la maison Vzdvizhensky, qui est restée intacte et n'a nécessité que des réparations mineures. La vie ne s'est pas arrêtée et nous avons dû vivre. Peu importe à quel point il était difficile pour la princesse Marya de quitter le monde de contemplation solitaire dans lequel elle avait vécu jusqu'à présent, peu importe à quel point elle avait pitié et comme si elle avait honte de laisser Natasha seule, les soucis de la vie exigeaient sa participation, et elle a involontairement s'est rendu à eux. Elle vérifia les comptes d'Alpatych, consulta Desalles au sujet de son neveu et passa les commandes et les préparatifs pour son déménagement à Moscou.
Natasha est restée seule et depuis que la princesse Marya a commencé à préparer son départ, elle l'a également évitée.
La princesse Marya a invité la comtesse à laisser Natasha l'accompagner à Moscou, et la mère et le père ont accepté avec joie cette proposition, remarquant chaque jour le déclin de la force physique de leur fille et estimant qu'un changement de lieu et l'aide des médecins de Moscou permettraient lui être utile.
"Je ne vais nulle part", a répondu Natasha lorsque cette proposition lui a été faite, "s'il vous plaît, laissez-moi", a-t-elle dit et elle a couru hors de la pièce, retenant à peine ses larmes, pas tant de chagrin que de frustration et de colère.
Après s'être sentie abandonnée par la princesse Marya et seule dans son chagrin, Natasha la plupart du temps, seule dans sa chambre, s'asseyait les pieds dans le coin du canapé et, déchirant ou pétrissant quelque chose avec ses doigts fins et tendus, regardait avec un regard persistant et immobile sur ce sur quoi les yeux reposaient. Cette solitude l'épuisait et la tourmentait ; mais c'était nécessaire pour elle. Dès que quelqu'un venait la voir, elle se relevait rapidement, changeait de position et d'expression, et se remettait à un livre ou à coudre, attendant visiblement avec impatience le départ de celui qui l'avait dérangée.
Il lui semblait qu'elle comprendrait maintenant, pénétrerait, vers quoi son regard émouvant était dirigé avec une question terrible au-delà de son pouvoir.
Fin décembre, dans une robe en laine noire, avec une tresse négligemment nouée en chignon, fine et pâle, Natasha était assise avec ses jambes dans le coin du canapé, froissant et dénouant tendu les extrémités de sa ceinture, et regardait le coin de la porte.
Elle regarda là où il était allé, de l'autre côté de la vie. Et ce côté de la vie, auquel elle n'avait jamais pensé auparavant, qui lui paraissait auparavant si lointain et incroyable, lui était désormais plus proche et plus cher, plus compréhensible que ce côté de la vie, dans lequel tout n'était que vide et destruction, ou souffrance et insulte.
Elle regarda là où elle savait qu'il était ; mais elle ne pouvait le voir autrement que tel qu'il était ici. Elle l'a revu tel qu'il était à Mytishchi, à Trinity, à Yaroslavl.
Elle voyait son visage, entendait sa voix et répétait ses paroles et les paroles qu'elle lui avait adressées, et parfois elle inventait de nouveaux mots pour elle-même et pour lui qui pouvaient ensuite être prononcés.
Le voici allongé sur un fauteuil dans son manteau de fourrure de velours, reposant sa tête sur sa main fine et pâle. Sa poitrine est terriblement basse et ses épaules sont relevées. Les lèvres sont fermement comprimées, les yeux brillent et une ride surgit et disparaît sur le front pâle. Une de ses jambes tremble presque très rapidement. Natasha sait qu'il souffre d'une douleur atroce. « Quelle est cette douleur ? Pourquoi la douleur ? Comment se sent-il? Comme ça fait mal ! - Natasha pense. Il remarqua son attention, leva les yeux et, sans sourire, se mit à parler.
« Une chose terrible, dit-il, c'est de s'attacher pour toujours à une personne qui souffre. C'est un tourment éternel." Et il la regarda avec un regard inquisiteur – Natasha voyait maintenant ce regard. Natasha, comme toujours, répondit alors avant d'avoir le temps de réfléchir à ce qu'elle répondait ; elle a dit : « Cela ne peut pas continuer comme ça, cela n’arrivera pas, vous serez en parfaite santé. »
Elle le voyait maintenant en premier et expérimentait maintenant tout ce qu'elle avait ressenti alors. Elle se souvint de son long regard triste et sévère sur ces mots et comprit le sens du reproche et du désespoir de ce long regard.
«J'étais d'accord», se disait maintenant Natasha, «que ce serait terrible s'il continuait à souffrir. Je l'ai dit ainsi uniquement parce que cela aurait été terrible pour lui, mais il l'a compris différemment. Il pensait que ce serait terrible pour moi. Il voulait toujours vivre à l'époque - il avait peur de la mort. Et je lui ai dit si grossièrement et stupidement. Je ne pensais pas ça. J'ai pensé à quelque chose de complètement différent. Si j'avais dit ce que je pensais, j'aurais dit : même s'il mourait, mourait tout le temps sous mes yeux, je serais heureux par rapport à ce que je suis maintenant. Maintenant... Rien, personne. Le savait-il ? Non. Je ne le savais pas et je ne le saurai jamais. Et maintenant, il ne sera jamais possible de corriger cela.» Et encore une fois, il lui dit les mêmes mots, mais maintenant, dans son imagination, Natasha lui répondait différemment. Elle l'a arrêté et lui a dit : « Terrible pour toi, mais pas pour moi. Tu sais que je n'ai rien dans la vie sans toi, et souffrir avec toi est pour moi le meilleur bonheur. Et il lui prit la main et la serra comme il l'avait serrée en cette terrible soirée, quatre jours avant sa mort. Et dans son imagination, elle lui racontait d'autres discours tendres et affectueux qu'elle aurait pu prononcer alors, et qu'elle disait maintenant. "Je t'aime... tu... je t'aime, je t'aime..." dit-elle en serrant convulsivement ses mains, en serrant les dents avec un effort féroce.

FLUOR(lat. Fluorum), F, élément chimique de numéro atomique 9, masse atomique 18,998403. Le fluor naturel est constitué d'un nucléide stable 19 F. La configuration de la couche électronique externe est 2s2p5. Dans les composés, il ne présente que l'état d'oxydation –1 (valence I). Le fluor se situe dans la deuxième période du groupe VIIA du tableau périodique des éléments de Mendeleïev et appartient aux halogènes. À conditions normales gaz jaune pâle avec une odeur âcre.

L'histoire de la découverte du fluor est associée au minéral fluorite, ou spath fluor, décrit à la fin du XVe siècle. La composition de ce minéral, comme on le sait maintenant, correspond à la formule CaF 2 et représente la première substance contenant du fluor que l'homme a commencé à utiliser. Dans les temps anciens, il a été noté que si de la fluorine était ajoutée au minerai lors de la fusion du métal, le point de fusion du minerai et des scories était abaissé, ce qui facilitait grandement le processus (d'où le nom du minéral - du latin fluo - flux).
En 1771, en traitant la fluorite avec de l'acide sulfurique, le chimiste suédois K. Scheele prépara un acide qu'il appela « acide fluorique ». Le scientifique français A. Lavoisier a suggéré que cet acide contient un nouvel élément chimique, qu'il a proposé d'appeler « fluorème » (Lavoisier croyait que l'acide fluorhydrique est un composé de fluorium avec de l'oxygène, car, selon Lavoisier, tous les acides doivent contenir de l'oxygène) . Soulignons cependant nouvel élément il ne pouvait pas.
Le nouvel élément a reçu le nom de « fluor », qui se reflète également dans son nom latin. Mais les tentatives à long terme visant à isoler cet élément sous sa forme libre ont échoué. De nombreux scientifiques qui ont tenté de l'obtenir sous forme libre sont morts au cours de ces expériences ou sont devenus handicapés. Il s'agit des frères chimistes anglais T. et G. Knox, et du français J.-L. Gay-Lussac et L. J. Thénard, et bien d'autres. G. Davy lui-même, qui fut le premier à obtenir du sodium (Na), du potassium (K), du calcium (Ca) et d'autres éléments sous forme libre, fut empoisonné et tomba gravement malade à la suite d'expériences sur la production de fluor par électrolyse. . Probablement, sous l'impression de tous ces échecs, en 1816, un nom similaire dans la sonorité mais complètement différent dans la signification a été proposé pour le nouvel élément - le fluor (du grec phtoros - destruction, mort). Ce nom pour l'élément n'est accepté qu'en russe, les Français et les Allemands continuent d'appeler le fluor fluor, les Britanniques - fluor.
Même un scientifique aussi remarquable que M. Faraday n'a pas pu obtenir du fluor sous sa forme libre. Ce n'est qu'en 1886 que le chimiste français A. Moissan, utilisant l'électrolyse du fluorure d'hydrogène liquide HF, refroidi à une température de –23°C (le liquide doit contenir un peu de fluorure de potassium KF, qui assure sa conductivité électrique), parvient à obtenir la première portion d'un nouveau gaz extrêmement réactif à l'anode . Lors de ses premières expériences, Moissan a utilisé un électrolyseur très coûteux composé de platine (Pt) et d'iridium (Ir) pour produire du fluor. De plus, chaque gramme de fluor obtenu « mangeait » jusqu'à 6 g de platine. Plus tard, Moissan a commencé à utiliser un électrolyseur en cuivre beaucoup moins cher. Le fluor réagit avec le cuivre (Cu), mais la réaction forme un mince film de fluorure, qui empêche une destruction ultérieure du métal.
La chimie du fluor a commencé à se développer dans les années 1930, particulièrement rapidement pendant et après la Seconde Guerre mondiale (1939-45), en lien avec les besoins de l'industrie nucléaire et des fusées. Le nom « fluor » (du grec phthoros - destruction, mort), proposé par A. Ampère en 1810, n'est utilisé qu'en russe ; Dans de nombreux pays, le nom « fluor » est accepté.

Présence dans la nature : la teneur en fluor dans la croûte terrestre est assez élevée et s'élève à 0,095 % en poids (nettement plus que l'analogue le plus proche du fluor du groupe - le chlore (Cl)). En raison de sa forte activité chimique, le fluor n’existe bien entendu pas sous forme libre. Le fluor est une impureté présente dans de nombreux minéraux et se trouve dans les eaux souterraines et l'eau de mer. Le fluor est présent dans les gaz volcaniques et les eaux thermales. Les composés fluorés les plus importants sont la fluorine, la cryolite et la topaze. Au total, 86 minéraux contenant du fluor sont connus. Les composés fluorés se trouvent également dans les apatites, les phosphorites et autres. Le fluor est un élément biogénique important. Dans l'histoire de la Terre, la source de fluor entrant dans la biosphère était le produit des éruptions volcaniques (gaz, etc.).

Dans des conditions normales, le fluor est un gaz (densité 1,693 kg/m3) à l'odeur âcre. Point d'ébullition –188,14°C, point de fusion –219,62°C. À l'état solide, il forme deux modifications : la forme a, qui existe du point de fusion à –227,60°C, et la forme b, qui est stable à des températures inférieures à –227,60°C.
Comme les autres halogènes, le fluor existe sous forme de molécules diatomiques F 2 . La distance internucléaire dans la molécule est de 0,14165 nm. La molécule F2 se caractérise par une énergie de dissociation en atomes anormalement faible (158 kJ/mol), ce qui détermine notamment la haute réactivité du fluor. La fluoration directe a un mécanisme en chaîne et peut facilement conduire à une combustion et une explosion.
L'activité chimique du fluor est extrêmement élevée. Parmi tous les éléments contenant du fluor, seuls trois gaz inertes légers ne forment pas de fluorures : l'hélium, le néon et l'argon. En plus des gaz inertes indiqués, l'azote (N), l'oxygène (O), le diamant, le dioxyde de carbone et le monoxyde de carbone ne réagissent pas directement avec le fluor dans des conditions normales. Dans tous les composés, le fluor ne présente qu’un seul état d’oxydation –1.
Le fluor réagit directement avec de nombreuses substances simples et complexes. Ainsi, au contact de l'eau, le fluor réagit avec elle (on dit souvent que « l'eau brûle dans le fluor »), et du OF 2 et du peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 se forment également.
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2
Le fluor réagit de manière explosive au simple contact avec l'hydrogène (H) :
H 2 + F 2 = 2HF
Cela produit du fluorure d'hydrogène gazeux HF, qui est infiniment soluble dans l'eau avec formation d'acide fluorhydrique relativement faible.
Il interagit avec l'oxygène dans une décharge luminescente, formant basses températures fluorures d'oxygène O 2 P 3, O 3 F 2, etc.
Les réactions du fluor avec d'autres halogènes sont exothermiques, entraînant la formation de composés interhalogènes. Le chlore réagit avec le fluor lorsqu'il est chauffé à 200-250 °C, donnant du monofluorure de chlore СlF et du trifluorure de chlore СlF 3. On connaît également le ClF 3, obtenu par fluoration du ClF 3 à haute température et pression 25 Mn/m 2 (250 kgf/cm 2). Le brome et l'iode s'enflamment dans une atmosphère de fluor à température normale et BrF 3, BrF 5, IF 5, IF 7 peuvent être obtenus. Le fluor réagit directement avec le krypton, le xénon et le radon, formant les fluorures correspondants (par exemple, XeF 4, XeF 6, KrF 2). L'oxyfluorure et le xénon sont également connus.
L'interaction du fluor avec le soufre s'accompagne d'un dégagement de chaleur et conduit à la formation de nombreux fluorures de soufre. Le sélénium et le tellure forment des fluorures supérieurs SeF 6 et TeF 6. Le fluor réagit avec l'azote uniquement lors d'une décharge électrique. Le charbon de bois, lorsqu'il interagit avec le fluor, s'enflamme à des températures ordinaires ; le graphite réagit avec lui sous un fort chauffage et la formation de fluorure de graphite solide ou de perfluorocarbures gazeux CF 4 et C 2 F 6 est possible. Le fluor réagit avec le silicium, le phosphore et l'arsenic à froid, formant les fluorures correspondants.
Le fluor se combine vigoureusement avec la plupart des métaux ; les métaux alcalins et alcalino-terreux s'enflamment dans une atmosphère de fluor à froid, Bi, Sn, Ti, Mo, W - avec un léger échauffement. Hg, Pb, U, V réagissent avec le fluor à température ambiante, Pt - à une température de chaleur rouge foncé. Lorsque les métaux interagissent avec le fluor, en règle générale, des fluorures supérieurs se forment, par exemple UF 6, MoF 6, HgF 2. Certains métaux (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) réagissent avec le fluor pour former un film protecteur de fluorures qui empêche toute réaction ultérieure.
Lorsque le fluor réagit avec les oxydes métalliques à froid, des fluorures métalliques et de l'oxygène se forment ; La formation d'oxyfluorures métalliques (par exemple MoO2F2) est également possible. Les oxydes non métalliques ajoutent du fluor, par exemple
SO 2 + F 2 =SO 2 F 2
ou l'oxygène qu'ils contiennent est remplacé par du fluor, par exemple
SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2.
Le verre réagit très lentement avec le fluor ; en présence d'eau, la réaction se déroule rapidement. Les oxydes d'azote NO et NO 2 ajoutent facilement du fluor pour former respectivement du fluorure de nitrosyle FNO et du fluorure de nitrile FNO 2 . Le monoxyde de carbone ajoute du fluor lorsqu'il est chauffé pour former du fluorure de carbonyle :
CO + F 2 = COF 2
Les hydroxydes métalliques réagissent avec le fluor pour former du fluorure métallique et de l'oxygène, par ex.
2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2
Les solutions aqueuses de NaOH et KOH réagissent avec le fluor à O °C pour former OF2.
Les halogénures métalliques ou non métalliques réagissent avec le fluor à froid, et le fluor mélangera tous les halogènes.
Les sulfures, nitrures et carbures sont facilement fluorés. Les hydrures métalliques forment du fluorure métallique et du HF avec le fluor à froid ; ammoniac (en vapeur) - N 2 et HF. Le fluor remplace l'hydrogène dans les acides ou les métaux dans leurs sels, par ex.
НNO 3 (ou NaNO 3) + F 2 → FNO 3 + HF (ou NaF)
dans des conditions plus sévères, le fluor déplace l'oxygène de ces composés, formant du fluorure de sulfuryle.
Les carbonates de métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec le fluor aux températures ordinaires ; cela produit le fluorure correspondant, CO 2 et O 2 .
Le fluor réagit vigoureusement avec les substances organiques.

Lors de la première étape de la production de fluor, le fluorure d'hydrogène HF est isolé. La préparation du fluorure d'hydrogène et de l'acide fluorhydrique s'accompagne généralement de la transformation de la fluorapatite en engrais phosphatés. Le fluorure d'hydrogène gazeux formé lors du traitement de la fluorapatite à l'acide sulfurique est ensuite collecté, liquéfié et utilisé pour l'électrolyse. L'électrolyse peut être réalisée soit sous forme d'un mélange liquide de HF et de KF (le processus est effectué à une température de 15 à 20°C), soit sous forme de fusion de KH 2 F 3 (à une température de 70 à 120°C). C) ou une masse fondue de KHF 2 (à une température de 245 à 310°C). En laboratoire, pour préparer de petites quantités de fluor libre, on peut utiliser soit un chauffage de MnF 4, qui élimine le fluor, soit un mélange de K 2 MnF 6 et de SbF 5.
Le fluor est stocké à l'état gazeux (sous pression) et sous forme liquide (lorsqu'il est refroidi avec de l'azote liquide) dans des appareils en nickel et ses alliages, en cuivre, en aluminium et ses alliages, en acier inoxydable et en laiton.

Le fluor gazeux est utilisé pour la fluoration de l'UF 4 en UF 6, utilisé pour la séparation isotopique de l'uranium, ainsi que pour la production de trifluorure de chlore ClF 3 (agent fluorant), d'hexafluorure de soufre SF 6 (isolant gazeux dans l'industrie électrique), fluorures métalliques (par exemple, W et V). Le fluor liquide est un comburant pour le carburant des fusées.
De nombreux composés fluorés sont largement utilisés - fluorure d'hydrogène, fluorure d'aluminium, fluorures de silicium, acide fluorosulfonique, comme solvants, catalyseurs et réactifs pour la production de composés organiques.
Le fluor est utilisé dans la production de téflon, d'autres plastiques fluorés, de caoutchoucs fluorés, de substances organiques fluorées et de matériaux largement utilisés en technologie, notamment dans les cas où une résistance aux environnements agressifs, aux températures élevées, etc. est requise.

Le fluor est constamment présent dans les tissus animaux et végétaux ; microéléments. Sous forme de composés inorganiques, on le trouve principalement dans les os des animaux et des humains - 100 à 300 mg/kg ; Il y a surtout beaucoup de fluor dans les dents. Les os des animaux marins sont plus riches en fluorure que ceux des animaux terrestres. Il pénètre dans le corps des animaux et des humains principalement avec de l'eau potable dont la teneur optimale en fluor est de 1 à 1,5 mg/l.
Avec un manque de fluor, une personne développe des caries dentaires. Par conséquent, des composés fluorés sont ajoutés aux dentifrices et parfois à l’eau potable. Toutefois, l’excès de fluorure dans l’eau est également nocif pour la santé. Cela conduit à la fluorose - une modification de la structure de l'émail et du tissu osseux, une déformation des os. Des concentrations élevées d'ions fluorure sont dangereuses en raison de leur capacité à inhiber un certain nombre de réactions enzymatiques, ainsi qu'à lier des éléments biologiquement importants (P, Ca, Mg, etc.), perturbant ainsi leur équilibre dans l'organisme.
Les dérivés organiques du fluor ne se trouvent que dans certaines plantes. Les principaux sont des dérivés de l’acide fluoroacétique, toxiques tant pour les autres plantes que pour les animaux. Le rôle biologique n'est pas bien compris. Un lien a été établi entre le métabolisme du fluor et la formation du tissu osseux squelettique et notamment des dents. Le besoin de fluor pour les plantes n’est pas prouvé.

Possible pour ceux qui travaillent dans l'industrie chimique, dans la synthèse de composés fluorés et dans la production d'engrais phosphatés. Le fluorure irrite les voies respiratoires et provoque des brûlures cutanées. En cas d'intoxication aiguë, une irritation des muqueuses du larynx et des bronches, des yeux, de la salivation et des saignements de nez se produisent ; dans les cas graves - œdème pulmonaire, centre de lésion, système nerveux et etc.; dans les cas chroniques - conjonctivite, bronchite, pneumonie, pneumosclérose, fluorose. Les lésions cutanées telles que l'eczéma sont caractéristiques.
Premiers secours : rinçage des yeux à l'eau, en cas de brûlures cutanées - irrigation avec de l'alcool à 70 % ; en cas d'intoxication par inhalation - inhalation d'oxygène.
Prévention : respect des règles de sécurité, port de vêtements spéciaux, examens médicaux réguliers, inclusion de calcium et de vitamines dans l'alimentation.

Le fluor est un élément chimique (symbole F, numéro atomique 9), un non-métal qui appartient au groupe des halogènes. C'est la substance la plus active et la plus électronégative. À température et pression normales, la molécule de fluor est de couleur jaune pâle et répond à la formule F 2 . Comme les autres halogénures, le fluor moléculaire est très dangereux et provoque de graves brûlures chimiques au contact de la peau.

Usage

Le fluor et ses composés sont largement utilisés, notamment pour la production de produits pharmaceutiques, agrochimiques, carburants et lubrifiants et textiles. est utilisé pour la gravure du verre et le plasma fluoré est utilisé pour la production de semi-conducteurs et d’autres matériaux. De faibles concentrations d’ions F dans le dentifrice et l’eau potable peuvent aider à prévenir les caries dentaires, tandis que des concentrations plus élevées se trouvent dans certains insecticides. De nombreux anesthésiques généraux sont des dérivés hydrofluorocarbonés. L'isotope 18F est une source de positrons pour l'imagerie médicale utilisant la tomographie par émission de positons, et l'hexafluorure d'uranium est utilisé pour séparer les isotopes de l'uranium et les produire pour les centrales nucléaires.

Histoire de la découverte

Les minéraux contenant des composés fluorés étaient connus de nombreuses années avant l’isolement de cet élément chimique. Par exemple, le spath fluor (ou fluorite), constitué de fluorure de calcium, a été décrit en 1530 par George Agricola. Il a remarqué qu'il pouvait être utilisé comme flux, une substance qui aide à abaisser le point de fusion d'un métal ou d'un minerai et à purifier le métal souhaité. Le fluor tire donc son nom latin du mot fluere (« couler »).

En 1670, le souffleur de verre Heinrich Schwanhard découvrit que le verre était gravé au fluorure de calcium (spath fluor) traité à l'acide. Karl Scheele et de nombreux chercheurs ultérieurs, dont Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, ont expérimenté l'acide fluorhydrique (HF), qui était facilement préparé en traitant le CaF avec de l'acide sulfurique concentré.

Finalement, il est devenu clair que HF contenait un élément jusqu’alors inconnu. Cependant, cette substance, en raison de sa réactivité excessive, n'a pas pu être isolée avant de nombreuses années. Non seulement il est difficile à séparer des composés, mais il réagit immédiatement avec leurs autres composants. Isoler le fluor élémentaire de l'acide fluorhydrique est extrêmement dangereux et les premières tentatives ont aveuglé et tué plusieurs scientifiques. Ces personnes sont devenues connues sous le nom de « martyrs du fluor ».

Découverte et production

Enfin, en 1886, le chimiste français Henri Moissan réussit à isoler le fluor par électrolyse d'un mélange de fluorures de potassium fondus et d'acide fluorhydrique. Pour cela, il reçut le prix Nobel de chimie en 1906. Son approche électrolytique continue d’être utilisée aujourd’hui pour la production industrielle de cet élément chimique.

La première production à grande échelle de fluor a commencé pendant la Seconde Guerre mondiale. Il était nécessaire à l'une des étapes de création de la bombe atomique dans le cadre du projet Manhattan. Le fluor était utilisé pour produire de l'hexafluorure d'uranium (UF 6), qui à son tour servait à séparer deux isotopes, 235 U et 238 U. Aujourd'hui, le gaz UF 6 est nécessaire à la production d'uranium enrichi pour l'énergie nucléaire.

Les propriétés les plus importantes du fluor

Dans le tableau périodique, l'élément se situe en tête du groupe 17 (anciennement groupe 7A), appelé élément halogène. Les autres halogènes comprennent le chlore, le brome, l'iode et l'astatine. De plus, F se situe dans la deuxième période entre l’oxygène et le néon.

Le fluor pur est un gaz corrosif (formule chimique F2) avec une odeur âcre caractéristique, que l'on retrouve à une concentration de 20 nl par litre de volume. En tant qu’élément le plus réactif et électronégatif de tous, il forme facilement des composés avec la plupart d’entre eux. Le fluor est trop réactif pour exister sous forme élémentaire et possède une telle affinité pour la plupart des matériaux, y compris le silicium, qu'il ne peut pas être préparé ou stocké dans des récipients en verre. Dans l’air humide, il réagit avec l’eau pour former de l’acide fluorhydrique tout aussi dangereux.

Le fluor, en interaction avec l'hydrogène, explose même à basse température et dans l'obscurité. Il réagit violemment avec l'eau pour former de l'acide fluorhydrique et de l'oxygène gazeux. Divers matériaux, notamment des métaux fins et du verre, brûlent avec une flamme vive dans un courant de fluor gazeux. De plus, cet élément chimique forme des composés avec les gaz rares krypton, xénon et radon. Cependant, il ne réagit pas directement avec l’azote et l’oxygène.

Malgré l’activité extrême du fluor, des méthodes permettant de le traiter et de le transporter en toute sécurité sont désormais disponibles. L'élément peut être stocké dans des conteneurs en acier ou en monel (un alliage riche en nickel), car des fluorures se forment à la surface de ces matériaux, ce qui empêche toute réaction ultérieure.

Les fluorures sont des substances dans lesquelles le fluorure est présent sous forme d'ion chargé négativement (F -) en combinaison avec certains éléments chargés positivement. Les composés fluorés avec les métaux font partie des sels les plus stables. Une fois dissous dans l’eau, ils se séparent en ions. D'autres formes de fluor sont des complexes, par exemple - et H 2 F +.

Isotopes

Il existe de nombreux isotopes de cet halogène, allant de 14 F à 31 F. Mais la composition isotopique du fluor n'en comprend qu'un, le 19 F, qui contient 10 neutrons, puisque c'est le seul qui soit stable. L'isotope radioactif 18 F est une source précieuse de positrons.

Effets biologiques

Le fluorure présent dans l’organisme se trouve principalement dans les os et les dents sous forme d’ions. La fluoration de l'eau potable à une concentration inférieure à une partie par million réduit considérablement l'incidence des caries dentaires, selon le Conseil national de recherches de l'Académie nationale des sciences des États-Unis. D’un autre côté, une accumulation excessive de fluorure peut conduire à une fluorose, qui se manifeste par des dents marbrées. Cet effet est généralement observé dans les zones où la teneur de cet élément chimique dans l'eau potable dépasse la concentration de 10 ppm.

Le fluor élémentaire et les sels de fluorure sont toxiques et doivent être manipulés avec beaucoup de précaution. Le contact avec la peau ou les yeux doit être soigneusement évité. Il produit une réaction avec la peau qui pénètre rapidement dans les tissus et réagit avec le calcium présent dans les os, les endommageant de façon permanente.

Fluor dans l'environnement

La production mondiale annuelle de fluorine est d'environ 4 millions de tonnes et la capacité totale des gisements explorés est inférieure à 120 millions de tonnes. Les principales zones d'exploitation de ce minéral sont le Mexique, la Chine et l'Europe occidentale.

Le fluor est présent naturellement dans la croûte terrestre, où on le trouve dans les roches, le charbon et l'argile. Les fluorures pénètrent dans l'air par l'érosion éolienne des sols. Le fluor est le 13ème élément chimique le plus abondant dans la croûte terrestre – sa teneur est de 950 ppm. Dans les sols, sa concentration moyenne est d'environ 330 ppm. Le fluorure d'hydrogène peut être rejeté dans l'air à la suite de processus de combustion dans l'industrie. Les fluorures présents dans l'air finissent par tomber sur le sol ou dans l'eau. Lorsque le fluorure se lie à de très petites particules, il peut rester dans l’air pendant une longue période.

Dans l’atmosphère, 0,6 ppb de cet élément chimique est présent sous forme de brouillard salin et de composés organiques chlorés. En milieu urbain, les concentrations atteignent 50 parties par milliard.

Connexions

Le fluor est un élément chimique qui forme une large gamme de composés organiques et inorganiques. Les chimistes peuvent remplacer les atomes d'hydrogène par celui-ci, créant ainsi de nombreuses nouvelles substances. L'halogène hautement réactif forme des composés avec les gaz rares. En 1962, Neil Bartlett synthétise l'hexafluoroplatinate de xénon (XePtF6). Des fluorures de krypton et de radon ont également été obtenus. Un autre composé est le fluorhydrure d’argon, qui n’est stable qu’à des températures extrêmement basses.

Application industrielle

Dans ses états atomiques et moléculaires, le fluor est utilisé pour la gravure au plasma dans la production de semi-conducteurs, d'écrans plats et de systèmes microélectromécaniques. L'acide fluorhydrique est utilisé pour graver le verre des lampes et autres produits.

Avec certains de ses composés, le fluor est un composant important dans la production de produits pharmaceutiques, de produits agrochimiques, de carburants, de lubrifiants et de textiles. L’élément chimique est nécessaire à la production d’alcanes halogénés (halons), eux-mêmes largement utilisés dans les systèmes de climatisation et de réfrigération. Cette utilisation des chlorofluorocarbures a ensuite été interdite car ils contribuent à la destruction de la couche d’ozone dans la haute atmosphère.

L'hexafluorure de soufre est un gaz extrêmement inerte et non toxique classé comme gaz à effet de serre. Sans fluor, les plastiques à faible friction tels que le téflon ne peuvent pas être produits. De nombreux anesthésiques (par exemple, le sévoflurane, le desflurane et l'isoflurane) sont des dérivés hydrofluorocarbonés. L'hexafluoroaluminate de sodium (cryolite) est utilisé dans l'électrolyse de l'aluminium.

Les composés fluorés, dont NaF, sont utilisés dans les dentifrices pour prévenir la carie dentaire. Ces substances sont ajoutées aux réserves d’eau municipales pour fluorer l’eau, mais cette pratique est considérée comme controversée en raison de ses effets sur la santé humaine. À des concentrations plus élevées, le NaF est utilisé comme insecticide, notamment pour lutter contre les blattes.

Autrefois, les fluorures étaient utilisés pour réduire les minerais et augmenter leur fluidité. Le fluor est un composant important dans la production d'hexafluorure d'uranium, qui est utilisé pour séparer ses isotopes. Le 18 F, un isotope radioactif de 110 minutes, émet des positrons et est souvent utilisé en tomographie médicale par émission de positons.

Propriétés physiques du fluor

Les caractéristiques de base de l’élément chimique sont les suivantes :

• Masse atomique 18,9984032 g/mol.
• La configuration électronique est 1s 2 2s 2 2p 5.
• État d'oxydation -1.
• Densité 1,7 g/l.
• Point de fusion 53,53 K.
• Point d'ébullition 85,03 K.
• Capacité thermique 31,34 J/(K mol).

Fluor(lat. Fluorum), F, élément chimique du groupe VII du système périodique de Mendeleïev, appartient aux halogènes, numéro atomique 9, masse atomique 18,998403 ; dans des conditions normales (0 °C ; 0,1 Mn/m2 ou 1 kgf/cm2) - un gaz jaune pâle avec une odeur âcre.

Le Fluor Naturel est constitué d'un isotope stable 19 F. Un certain nombre d'isotopes ont été obtenus artificiellement, notamment : 16 F avec une demi-vie T ½< 1 сек, 17 F (T ½ = 70 сек) , 18 F (T ½ = 111 мин) , 20 F (T ½ = 11,4 сек) , 21 F (T ½ = 5 сек).

Référence historique. Le premier composé fluoré - le fluorine (spath fluor) CaF 2 - a été décrit à la fin du XVe siècle sous le nom de "fluor" (du latin fluo - flux, en raison de la propriété du CaF 2 de fabriquer des scories visqueuses de liquide de production métallurgique -écoulement). En 1771, K. Scheele obtient l'acide fluorhydrique. Le fluor libre a été isolé par A. Moissan en 1886 par électrolyse de fluorure d'hydrogène liquide anhydre contenant un mélange de fluorure de potassium acide KHF 2.

La chimie du fluor a commencé à se développer dans les années 1930, particulièrement rapidement pendant et après la Seconde Guerre mondiale (1939-45), en lien avec les besoins de l'industrie nucléaire et de la technologie des fusées. Le nom « Fluor » (du grec phthoros - destruction, mort), proposé par A. Ampère en 1810, n'est utilisé qu'en russe ; Dans de nombreux pays, le nom « fluor » est accepté.

Distribution du fluor dans la nature. La teneur moyenne en fluor de la croûte terrestre (clarke) est de 6,25·10 -2 % en masse ; dans les roches ignées acides (granites), elle est de 8,10 -2%, dans les roches basiques - 3,7,10 -2%, dans les roches ultrabasiques - 1,10 -2%. Le fluor est présent dans les gaz volcaniques et les eaux thermales. Les composés fluorés les plus importants sont la fluorine, la cryolite et la topaze. Au total, plus de 80 minéraux contenant du fluor sont connus. Les composés fluorés se trouvent également dans les apatites, les phosphorites et autres. Le fluor est un élément biogénique important. Dans l'histoire de la Terre, la source de fluor entrant dans la biosphère était le produit des éruptions volcaniques (gaz, etc.).

Propriétés physiques du fluor. Le fluor gazeux a une densité de 1,693 g/l (0°C et 0,1 Mn/m2, ou 1 kgf/cm2), liquide - 1,5127 g/cm3 (au point d'ébullition) ; t pl -219,61 °C ; point d'ébullition -188,13 °C. La molécule de fluor est constituée de deux atomes (F 2) ; à 1000 °C 50 % des molécules se dissocient, l'énergie de dissociation est d'environ 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Le fluor est peu soluble dans le fluorure d'hydrogène liquide ; solubilité 2,5,10 -3 g dans 100 g de HF à -70 °C et 0,4,10 -3 g à -20 °C ; sous forme liquide, infiniment soluble dans l’oxygène liquide et l’ozone.

Propriétés chimiques du fluor. La configuration des électrons externes de l’atome de fluor est 2s 2 2p 5. Dans les composés, il présente un état d'oxydation de -1. Le rayon atomique covalent est de 0,72Å, le rayon ionique est de 1,33Å. Affinité électronique 3,62 eV, énergie d'ionisation (F → F+) 17,418 eV. Des valeurs élevées d'affinité électronique et d'énergie d'ionisation expliquent la forte électronégativité de l'atome de fluor, le plus grand parmi tous les autres éléments. La réactivité élevée du fluor détermine la nature exothermique de la fluoration, qui, à son tour, est déterminée par la valeur anormalement faible de l'énergie de dissociation de la molécule de fluor et les valeurs élevées de l'énergie de liaison de l'atome de fluor avec d'autres atomes. La fluoration directe a un mécanisme en chaîne et peut facilement conduire à une combustion et une explosion. Le fluor réagit avec tous les éléments sauf l'hélium, le néon et l'argon. Il interagit avec l'oxygène dans une décharge luminescente, formant des fluorures d'oxygène O 2 F 2, O 3 F 2 et autres à basse température. Les réactions du fluor avec d'autres halogènes sont exothermiques, entraînant la formation de composés interhalogènes. Le chlore interagit avec le fluor lorsqu'il est chauffé à 200-250 "C, donnant du monofluorure de chlore ClF et du trifluorure de chlore ClF 3. On connaît également le ClF 5, obtenu par fluoration du ClF 3 à haute température et pression de 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2 ). Le brome et l'iode s'enflamment dans une atmosphère de fluor aux températures ordinaires et peuvent être obtenus BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2. Le fluor réagit directement avec le krypton, le xénon et le radon, formant les fluorures correspondants (par exemple, XeF 4 , XeF 6, KrF 2 Les oxyfluorures de xénon sont également connus.

L'interaction du fluor avec le soufre s'accompagne d'un dégagement de chaleur et conduit à la formation de nombreux fluorures de soufre. Le sélénium et le tellure forment des fluorures supérieurs SeF 6 et TeF 6 . Le fluor et l'hydrogène réagissent avec la combustion ; cela produit du fluorure d'hydrogène. Il s'agit d'une réaction radicalaire avec ramification en chaîne : HF* + H 2 = HF + H 2 * ; H 2 * + F 2 = HF + H + F (où HF * et H 2 * sont des molécules dans un état vibratoirement excité) ; la réaction est utilisée dans les lasers chimiques. Le fluor réagit avec l'azote uniquement lors d'une décharge électrique. Le charbon de bois, lorsqu'il interagit avec le fluor, s'enflamme à des températures ordinaires ; le graphite réagit avec lui sous un fort chauffage et la formation de fluorure de graphite solide (CF) X ou de perfluorocarbures gazeux CF 4, C 2 F 6 et autres est possible. Le fluor réagit avec le bore, le silicium, le phosphore et l'arsenic à froid, formant les fluorures correspondants.

Le fluor se combine vigoureusement avec la plupart des métaux ; les métaux alcalins et alcalino-terreux s'enflamment dans une atmosphère de fluor à froid, Bi, Sn, Ti, Mo, W - avec un léger échauffement. Hg, Pb, U, V réagissent avec le fluor à température ambiante, Pt - à une température de chaleur rouge foncé. Lorsque les métaux réagissent avec le fluor, des fluorures plus élevés se forment généralement, par exemple UF 6, MoF 6, HgF 2. Certains métaux (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) réagissent avec le fluor pour former film protecteur fluorures, empêchant toute réaction ultérieure.

Lorsque le fluor interagit avec les oxydes métalliques à froid, des fluorures métalliques et de l'oxygène se forment ; La formation d'oxyfluorures métalliques (par exemple MoO 2 F 2) est également possible. Les oxydes non métalliques ajoutent du fluor, par exemple SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, ou l'oxygène qu'ils contiennent est remplacé par du fluor, par exemple SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Le verre réagit très lentement avec le fluor ; en présence d'eau, la réaction se déroule rapidement. L'eau interagit avec le fluor : 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 ; dans ce cas, OF 2 et du peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 se forment également. Les oxydes d'azote NO et NO 2 ajoutent facilement du fluor pour former respectivement du fluorure de nitrosyle FNO et du fluorure de nitrile FNO 2 . Le monoxyde de carbone (II) ajoute du fluor lorsqu'il est chauffé pour former du fluorure de carbonyle : CO + F 2 = COF 2.

Les hydroxydes métalliques réagissent avec le fluor pour former du fluorure métallique et de l'oxygène, par exemple 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. Les solutions aqueuses de NaOH et KOH réagissent avec le fluor à 0°C pour former OF 2 .

Les halogénures métalliques ou non métalliques réagissent avec le fluor à froid, le fluor remplaçant tous les halogènes.

Les sulfures, nitrures et carbures sont facilement fluorés. Les hydrures métalliques forment du fluorure métallique et du HF avec le fluor à froid ; ammoniac (en vapeur) - N 2 et HF. Le fluor remplace l'hydrogène dans les acides ou les métaux dans leurs sels, par exemple HNO 3 (ou NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (ou NaF) ; dans des conditions plus sévères, le fluor déplace l'oxygène de ces composés, formant du fluorure de sulfuryle, par exemple Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Les carbonates de métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec le fluor aux températures ordinaires ; cela produit le fluorure correspondant, CO 2 et O 2 .

Le fluor réagit vigoureusement avec les substances organiques.

Obtention du fluor. La source de production de fluor est le fluorure d'hydrogène, qui est obtenu principalement soit par action de l'acide sulfurique H 2 SO 4 · sur la fluorite CaF 2, soit par traitement des apatites et des phosphorites. La production de fluor est réalisée par électrolyse de la masse fondue de fluorure de potassium acide KF-(1,8-2,0)HF, qui se forme lorsque la masse fondue KF-HF est saturée de fluorure d'hydrogène jusqu'à une teneur de 40 à 41 % de HF. Le matériau de l’électrolyseur est généralement de l’acier ; électrodes - anode en carbone et cathode en acier. L'électrolyse est réalisée à 95-100 °C et sous une tension de 9-11 V ; La sortie de courant de fluor atteint 90 à 95 %. Le fluor obtenu contient jusqu'à 5 % de HF, qui est éliminé par congélation suivie d'une absorption avec du fluorure de sodium. Le fluor est stocké à l'état gazeux (sous pression) et sous forme liquide (lorsqu'il est refroidi avec de l'azote liquide) dans des appareils en nickel et ses alliages (métal Monel), cuivre, aluminium et ses alliages, laiton, acier inoxydable.

Application du fluor. Le fluor gazeux est utilisé pour la fluoration de l'UF 4 en UF 6, utilisé pour la séparation isotopique de l'uranium, ainsi que pour la production de trifluorure de chlore ClF 3 (agent fluorant), d'hexafluorure de soufre SF 6 (isolant gazeux dans l'industrie électrique), fluorures métalliques (par exemple, W et V ). Le fluor liquide est un oxydant pour les carburants de fusée.

De nombreux composés fluorés sont largement utilisés - fluorure d'hydrogène, fluorure d'aluminium, silicofluorures, acide fluorosulfonique (solvant, catalyseur, réactif pour la production de composés organiques contenant le groupe - SO 2 F), BF 3 (catalyseur), composés organofluorés et autres.

Précautions de sécurité. Le fluor est toxique, sa concentration maximale admissible dans l'air est d'environ 2,10 -4 mg/l et la concentration maximale admissible en cas d'exposition d'une durée maximale d'une heure est de 1,5,10 -3 mg/l.

Fluor dans le corps. Le fluor est constamment présent dans les tissus animaux et végétaux ; microélément Sous forme de composés inorganiques, on le trouve principalement dans les os des animaux et des humains - 100 à 300 mg/kg ; Il y a surtout beaucoup de fluor dans les dents. Les os des animaux marins sont plus riches en fluor que ceux des animaux terrestres. Il pénètre dans le corps des animaux et des humains principalement avec l'eau potable, dont la teneur optimale en fluor est de 1 à 1,5 mg/l. Avec un manque de fluor, une personne développe des caries dentaires et avec un apport accru - une fluorose. Des concentrations élevées d'ions fluor sont dangereuses en raison de leur capacité à inhiber un certain nombre de réactions enzymatiques, ainsi qu'à lier des éléments biologiquement importants. (P, Ca, Mg et autres), perturbant leur équilibre dans l'organisme. Les dérivés organiques du fluor ne se trouvent que dans certaines plantes (par exemple, dans le Dichapetalum cymosum sud-africain). Les principaux sont des dérivés de l’acide fluoroacétique, toxiques tant pour les autres plantes que pour les animaux. Un lien a été établi entre le métabolisme du fluorure et la formation du tissu osseux squelettique et notamment des dents.

L'intoxication au fluor est possible chez les travailleurs de l'industrie chimique, lors de la synthèse de composés fluorés et lors de la production d'engrais phosphatés. Le fluorure irrite les voies respiratoires et provoque des brûlures cutanées. En cas d'intoxication aiguë, une irritation des muqueuses du larynx et des bronches, des yeux, de la salivation et des saignements de nez se produisent ; dans les cas graves - œdème pulmonaire, lésions du système nerveux central et autres ; dans les cas chroniques - conjonctivite, bronchite, pneumonie, pneumosclérose, fluorose. Les lésions cutanées telles que l'eczéma sont caractéristiques. Premiers secours : rinçage des yeux à l'eau, en cas de brûlures cutanées - irrigation avec de l'alcool à 70 % ; en cas d'intoxication par inhalation - inhalation d'oxygène. Prévention : respect des règles de sécurité, port de vêtements spéciaux, examens médicaux réguliers, inclusion de calcium et de vitamines dans l'alimentation.