FLUORI: HISTORIA, OMINAISUUDET, RAKENNE, SAAMINEN, RISKIT, KÄYTÖT - KEMIA - 2026

Fluori on alkuaine, jolla symboli F, ja 17 johtaa ryhmä, johon kuuluvat halogeenit. Se erotetaan jaksollisen taulukon muiden elementtien yläpuolella, sillä ne ovat reaktiivisimpia ja sähköä negatiivisimpia; Se reagoi melkein kaikkien atomien kanssa, joten se muodostaa äärettömän määrän suoloja ja orgaanisesti fluorattuja yhdisteitä.

Normaaliolosuhteissa se on vaaleankeltainen kaasu, joka voidaan sekoittaa kellertävän vihreään. Nestemäisessä tilassa, kuten alla olevassa kuvassa on esitetty, sen keltainen väri kirkastuu hieman enemmän, mikä häviää kokonaan, kun se jähmettyy jäätymispisteeseen.

Nestemäinen fluori koeputkessa. Lähde: Fulvio314

Tällainen on sen reaktiivisuus, huolimatta kaasunsa haihtuvasta luonteesta, että se pysyy maapallonkuoressa loukussa; erityisesti mineraalifluoriitin muodossa, joka tunnetaan violettikiteistään. Lisäksi sen reaktiivisuus tekee siitä potentiaalisesti vaarallisen aineen; se reagoi voimakkaasti kaikkeen, mitä koskettaa ja palaa liekkeiksi.

Monet sen sivutuotteista voivat kuitenkin olla haitattomia ja jopa hyödyllisiä sovelluksestaan ​​riippuen. Esimerkiksi, ionisessa tai mineraalimuodossaan (kuten fluorisuolat) lisätyn fluoridin suosituin käyttö on fluori-hammastahnojen valmistaminen, jotka auttavat suojaamaan hammasta.

Fluorilla on erityispiirre, että se pystyy vakauttamaan monien muiden alkuaineiden suuret lukumäärät tai hapetustilat. Mitä suurempi fluori-atomien lukumäärä, sitä reaktiivisempi yhdiste (ellei se ole polymeeri). Samoin sen vaikutukset molekyylimatriiseilla kasvavat; parempaan tai huonompaan.

Historia

Fluoriitin käyttö

Saksalainen mineralogisti Georgius Agricola havaitsi vuonna 1530, että mineraalifluorisälpää voitaisiin käyttää metallien puhdistukseen. Fluorisälpä on toinen nimi fluoriitille, fluori-mineraalille, joka koostui kalsiumfluoridista (CaF ₂).

Fluorielementtiä ei ollut tuolloin löydetty, ja fluoriitissa oleva "fluoir" tuli latinalaisesta sanasta "fluere", joka tarkoittaa "virtaamaan"; koska juuri niin fluorilasi tai fluoriitti teki metalleilla: se auttoi heitä poistumaan näytteestä.

Fluorivetyhapon valmistus

Vuonna 1764 Andreas Sigismud Margraff onnistui valmistamaan fluorivetyhappoa kuumentamalla fluoriittia rikkihapolla. Lasin jälkikäsittelyt sulattiin hapon vaikutuksesta, joten lasi korvattiin metalleilla.

Se katsotaan myös Carl Scheelelle vuonna 1771, hapon valmistamiseksi samalla menetelmällä, jota seurasi Margraff. Ranskalainen tutkija Andre-Marie Ampere ehdotti vuonna 1809, että fluori- tai fluorivetyhappo olisi yhdiste, joka koostuu vedystä ja uudesta kloorin kaltaisesta elementistä.

Tutkijat yrittivät eristää fluoria käyttämällä fluorivetyhappoa pitkään; mutta sen vaarallisuus vaikeutti edistystä tässä mielessä.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac ja Jacques Thénard kokivat voimakasta kipua hengittäessään vetyfluoridia (fluorivetyhappo ilman vettä ja kaasumaisessa muodossa). Tutkijat Paulin Louyet ja Jerome Nickles kuolivat myrkytyksissä samanlaisissa olosuhteissa.

Ranskalainen tutkija Edmond Frémy yritti luoda kuivaa fluorivetyhappoa vetyfluorimyrkyllisyyden välttämiseksi hapottamalla kaliumbifluoridia (KHF ₂), mutta elektrolyysin aikana ei ollut sähkövirran johtavuutta.

Eristäytyminen

Vuonna 1860 englantilainen kemisti George Gore yritti elektrolysoida kuivaa fluorivetyhappoa ja onnistui eristämään pienen määrän fluorikaasua. Räjähdys kuitenkin tapahtui, kun vety ja fluori yhdistyivät voimakkaasti. Gore katsoi räjähdyksen happivuotoksi.

Vuonna 1886 ranskalainen kemisti Henri Moisson onnistui eristämään fluorin ensimmäistä kertaa. Aikaisemmin Moissonin työ keskeytettiin neljä kertaa vakavasta vetyfluoridimyrkityksestä, kun yritettiin eristää elementti.

Moisson oli Frémyn opiskelija ja luottaa kokeisiinsa fluorin eristämiseksi. Moisson käytti elektrolyysissä kaliumfluoridin ja fluorivetyhapon seosta. Saatu liuos johti anodiin kerättyä sähköä ja fluoria kaasua; ts. positiivisesti varautuneessa elektrodissa.

Moisson käytti korroosionkestäviä laitteita, joissa elektrodit valmistettiin platina- ja iridiumseoksesta. Elektrolyysissä hän käytti platina-astiaa ja jäähdytti elektrolyyttiliuoksen lämpötilaan -23 ºF (-31 ºC).

Lopulta, 26. kesäkuuta 1886, Henri Moissson onnistui eristämään fluorin - työn, joka antoi hänelle mahdollisuuden voittaa Nobel-palkinto vuonna 1906.

Kiinnostus fluoria kohtaan

Kiinnostus fluoriditutkimukseen meni hetkeksi. Manhattan-hankkeen kehittäminen atomipommin tuottamiseksi vauhditti sitä kuitenkin jälleen.

Amerikkalainen yritys Dupont kehitti vuosien 1930 ja 1940 välillä fluorattuja tuotteita, kuten kloorifluorihiilivetyjä (Freon-12), joita käytettiin kylmäaineina; ja polytetrafluorietyleenimuovi, tunnetaan paremmin nimellä Teflon. Tämä lisäsi fluorin tuotantoa ja kulutusta.

Vuonna 1986 pidetyssä konferenssissa merkitä vuosisadan eristäminen fluori, American kemisti Karl O. Christen esitetty kemiallisella menetelmällä valmistamiseksi fluorin välisellä reaktiolla K ₂ MNF ₆ ja SbF ₅.

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Ulkomuoto

Fluori on vaaleankeltainen kaasu. Nestemäisessä tilassa se on kirkkaankeltainen. Samaan aikaan kiinteä aine voi olla läpinäkymätön (alfa) tai läpinäkyvä (beeta).

Atominumero (Z)

9.

Atomipaino

18,998 u.

Sulamispiste

-219,67 ° C.

Kiehumispiste

-188,11 ° C.

Tiheys

Huoneenlämpötilassa: 1,696 g / l.

Sulamispisteessä (neste): 1,505 g / ml.

Höyrystymislämpö

6,51 kJ / mol.

Kaloriarvo

31 J / (mol K).

Höyrynpaine

58 K lämpötilassa sen höyrynpaine on 986,92 atm.

Lämmönjohtokyky

0,0277 W / (mK)

Magneettinen järjestys

diamagneettisesta

Haju

Ominainen pistävä ja pistävä haju, havaittavissa jopa 20 ppb.

Hapetusnumerot

-1, joka vastaa fluoridianionilla, F ^-.

Ionisointienergia

- Ensin: 1 681 kJ / mol

-Toinen: 3 374 kJ / mol

- Kolmas: 6,147 KJ / mol

elektronegatiivisuus

3,98 Paulingin asteikolla.

Se on kemiallinen elementti, jolla on korkeimmat elektronegatiivisuudet; ts. sillä on korkea affiniteetti atomien elektroneihin, joiden kanssa se sitoutuu. Tämän vuoksi fluoriatomit tuottavat suuria dipolimomentoja molekyylin tietyillä alueilla.

Sen elektronegatiivisuudella on myös toinen vaikutus: siihen sitoutuneet atomit menettävät niin paljon elektronitiheyttä, että ne alkavat saada positiivisen varauksen; tämä on positiivinen hapetusluku. Mitä enemmän fluoriatomeja on yhdisteessä, keskiatomilla on positiivisempi hapetusluku.

Esimerkiksi, OF- ₂ happi on hapetusaste +2 (O ^{2 +} F ₂ ^-); UF ₆, uraani on hapettumisen määrä +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-); sama tapahtuu SF _{6: n} rikkipitoisuudella (S ⁶⁺ F ₆ ^-); ja lopulta on AgF ₂, jossa hopealla on jopa hapettumisluku +2, harvinainen sille.

Siksi elementit onnistuvat osallistumaan positiivisimmilla hapetusluvuillaan, kun ne muodostavat yhdisteitä fluorin kanssa.

Hapettava aine

Fluori on tehokkain hapettava alkuaine, joten mikään aine ei pysty hapettamaan sitä; ja tästä syystä se ei ole luonteeltaan vapaa.

reaktiivisuus

Fluori pystyy yhdistymään kaikkien muiden elementtien kanssa paitsi heliumin, neonin ja argonin kanssa. Se ei myöskään hyökkää mietoa terästä tai kuparia normaaleissa lämpötiloissa. Reagoi kiivaasti orgaanisten materiaalien kuten kumin, puun ja kankaan kanssa.

Fluori voi reagoida jalokaasun ksenon muodostamiseksi voimakas hapetin ksenondifluoridin, XeF ₂. Se reagoi myös vedyn kanssa muodostaen halogenidin, vetyfluoridin, HF. Vetyfluoridi puolestaan ​​liukenee veteen tuottaen kuuluisan fluorivetyhapon (lasina).

Happamien happojen happamuus, kasvavassa järjestyksessä luokiteltu, on:

HF <HCl <HBr <HI

Typpihappo reagoi fluoria muodostamiseksi fluori nitraatti, FNO ₃. Samaan aikaan, kloorivetyhappo reagoi voimakkaasti fluorilla muodostamiseksi HF, OF ₂ ja CIF ₃.

Rakenne ja elektroninen kokoonpano

Diatominen molekyyli

Fluorimolekyyli, joka on esitetty tilallisen täyttömallin avulla. Lähde: Gabriel Bolívar.

Fluoriatomilla on sen perustilassa seitsemän valenssielektronia, jotka ovat 2s ja 2p kiertoradalla elektronisen konfiguraation mukaan:

2s ² 2p ⁵

Valenssisidosteoria (TEV) väittää, että kaksi fluori-atomia, F, ovat sitoutuneet kovalenttisesti kuhunkin täydelliseen valenssioktiaan.

Tämä tapahtuu nopeasti, koska vie vain yhden elektronin tullakseen isoelektroniseksi neonjalokaasulle; ja sen atomit ovat hyvin pieniä, erittäin voimakkaalla tehokkaalla ydinvarauksella, joka vaatii helposti elektroneja ympäristöstä.

Molekyylin F ₂ (ylempi kuva), on yksi kovalenttinen sidos, FF. Huolimatta stabiilisuudestaan ​​vapaisiin F-atomeihin verrattuna, se on erittäin reaktiivinen molekyyli; homonukleaarisia, apolaarisia ja innokkaita elektroneja varten. Siksi fluori, kuten F ₂, on erittäin myrkyllisiä ja vaarallisia lajeja.

Koska F ₂ on pooliton, sen vuorovaikutus riippuu sen molekyylimassa ja Lontoon sironta voimia. Jossain vaiheessa molempien F-atomien ympärillä olevan elektronisen pilven tulee muodonmuuttua ja saada aikaan hetkellinen dipoli, joka indusoi toisen naapurimolekyylissä; niin, että ne houkuttelevat toisiaan hitaasti ja heikosti.

Nestemäinen ja kiinteä

F ₂ -molekyyli on hyvin pieni ja diffundoituu avaruudessa suhteellisen nopeasti. Kaasumaisessa faasissaan sillä on vaaleankeltainen väri (joka voidaan sekoittaa kalkkivihreän kanssa). Kun lämpötila laskee -188 ° C, dispersio voimat tulevat tehokkaammin, mikä aiheuttaa F ₂ molekyylien kasvavat yhteen tarpeeksi määritellä nestettä.

Nestemäinen fluori (ensimmäinen kuva) näyttää vielä keltaisemmalta kuin vastaava kaasu. On se, F ₂ molekyylit ovat lähempänä ja vuorovaikutuksessa valoa suuremmassa määrin. Mielenkiintoista on, että kun vääristynyt kuutiollinen fluorikide on muodostunut -220 ° C: ssa, väri haalistuu ja pysyy läpinäkyvänä kiinteänä aineena.

Nyt, että F- ₂ -molekyylit ovat niin lähellä toisiaan, (mutta ilman niiden molekyyli- kierrosta pysäyttämällä), näyttää siltä, että niiden elektronien saada joitakin vakautta ja, siksi, niiden elektroninen hyppy on liian suuri, jotta valo jopa vuorovaikutuksessa kiteen.

Kiteiset faasit

Tämän kidekuution vastaa β vaihe (se ei ole Allotropia, koska se pysyy samana F ₂). Kun lämpötila laskee entisestään -228 ºC: seen, kiinteä fluori läpikäy faasimuutoksen; kuutiokiteestä tulee monokliininen, α-vaihe:

Fluorin alfafaasin kiderakenne. Lähde: Benjah-bmm27.

Toisin kuin β-F ₂, α-F ₂ on läpinäkymätön ja kova. Ehkä se johtuu siitä, että F- ₂ -molekyylejä ei enää ole niin paljon vapautta pyörivät kiinteisiin asemiin monokliinisen kiteinä; missä ne ovat vuorovaikutuksessa suuremmassa määrin valon kanssa, mutta ilman jännittäviä elektronejaan (mikä selittäisi pinnallisesti heidän opasiteettinsä).

Kiderakenteen α-F ₂ oli vaikea tutkia tavanomaisella röntgendiffraktiolla menetelmiä. Tämä johtuu siitä, että siirtyminen β on α vaihe on erittäin eksoterminen; syy siihen, miksi kide käytännöllisesti räjähti, samalla kun se vuorovaikutteli vähän säteilyn kanssa.

Kesti viisikymmentä vuotta ennen Saksalaiset tutkijat (Florian Kraus et ai.) Täysin avannut rakenne α-F ₂ tarkemmin ansiosta neutronidiffraktiota tekniikoita.

Mistä löytää ja saada

Fluori on 24. sijalla maailmankaikkeuden yleisimmistä elementeistä. Maan massa on kuitenkin 13 ^{vo: n} alkuaine, pitoisuutena kuoressa 950 ppm ja merivedessä pitoisuuden 1,3 ppm.

Maaperän fluoridipitoisuus on välillä 150 - 400 ppm, ja joissain maaperäissä konsentraatio voi olla 1 000 ppm. Ilmakehän ilmassa sitä on pitoisuutena 0,6 ppb; mutta joissain kaupungeissa on tallennettu jopa 50 ppb.

Fluori saadaan pääasiassa kolmesta mineraalista: fluoriitista tai fluoriparista (CaF ₂), fluoropatiitista ja kryoliitista (Na ₃ AlF ₆).

Fluorin käsittely

Kun kivit on kerätty mineraalifluoriitilla, ne murskataan primaarisesti ja toissijaisesti. Toissijaisella murskauksella saadaan erittäin pieniä kivijalkoja.

Kallifragmentit viedään sitten kuulamyllyyn pelkistämiseksi jauheeksi. Vettä ja reagensseja lisätään tahnaksi, joka asetetaan vaahdotussäiliöön. Ilmaa injektoidaan paineen alaisena kuplien muodostamiseksi, ja siten fluoriitti päätyy kellumaan vesipinnalla.

Silikaatit ja karbonaatit laskeutuvat, kun fluoriittia kerätään ja viedään kuivausuuneihin.

Kun fluoriitti on saatu, se saatetaan reagoimaan rikkihapon kanssa vetyfluoridin tuottamiseksi:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Vetyfluoridin elektrolyysi

Fluorin tuotannossa noudatetaan Moissonin vuonna 1886 käyttämää menetelmää, jossa on joitain muutoksia.

Elektrolyysi tehdään sulan kaliumfluoridin ja fluorivetyhapon seoksesta moolisuhteella 1: 2,0 - 1: 2,2. Sulan suolan lämpötila on 70 - 130 ° C.

Katodi koostuu Monel-seoksesta tai teräksestä ja anodi on degrafiittihiiltä. Fluorin tuotantoprosessi elektrolyysin aikana voidaan hahmotella seuraavasti:

2HF => H ₂ + F ₂

Elektrolyysikammion jäähdyttämiseen käytetään vettä, mutta lämpötilan on oltava elektrolyytin sulamispisteen yläpuolella kiinteytymisen välttämiseksi. Elektrolyysissä tuotettu vety kerätään katodilla, fluori anodilla.

isotoopit

Fluori on 18 isotoopit, jossa ¹⁹ F on ainoa stabiili isotooppi 100% runsaasti. ¹⁸ F on puoli elämää 109,77 minuutissa ja on radioaktiivinen isotooppi fluoria pidemmän puoli - elämän. ¹⁸ F käytetään lähteenä positroneja.

Biologinen rooli

Fluorin metabolisella aktiivisuudella ei tunneta nisäkkäitä tai korkeampia kasveja. Jotkut kasvit ja merisienet kuitenkin syntetisoivat monofluoriasetaattia, myrkyllistä yhdistettä, jota ne käyttävät suojana estämään sen tuhoamista.

riskit

Liiallinen fluoridin kulutus on liitetty aikuisten luufluoroosiin ja lasten hammasfluoroosiin sekä munuaisten toiminnan muutoksiin. Tästä syystä Yhdysvaltain kansanterveysvirasto (PHS) ehdotti, että fluorin pitoisuus juomavedessä ei saisi olla suurempi kuin 0,7 mg / l.

Samaan aikaan Yhdysvaltain ympäristönsuojeluvirasto (EPA) totesi, että juomavedessä olevan fluoridin pitoisuuden ei tulisi olla suurempi kuin 4 mg / l, jotta voidaan välttää luurankojen fluoroosi, jossa fluori kerääntyy luihin. Tämä voi johtaa luun heikkenemiseen ja murtumiin.

Fluoridiin on liitetty lisäkilpirauhanen vaurioita, kalsiumin laskua luurakenteissa ja korkeita kalsiumpitoisuuksia plasmassa.

Ylimääräiseen fluoridiin liittyvien muutosten joukossa ovat seuraavat: hampaiden fluoroosi, luurankojen fluoroosi ja lisäkilpirauhanen vauriot.

Hammasfluoroosi

Hammasfluoroosi esiintyy pienillä raidoilla tai täplillä hammaskiilossa. Alle 6-vuotiaiden ei tulisi käyttää suuvesiä, jotka sisältävät fluoria.

Luuston fluoroosi

Luuston fluoroosissa voidaan diagnosoida kipuja ja luiden sekä nivelten vaurioita. Luu voi kovettua ja menettää joustavuutensa, mikä lisää murtumien riskiä.

Sovellukset

Hammastahna

Joitakin epäorgaanisia fluorisuoloja käytetään lisäaineena hammastahnojen formuloinnissa, joiden on osoitettu auttavan suojelemaan hammastahnaa. Lähde: Pxhere.

Aloitamme fluoridin käyttötarkoituksia käsittelevästä osiosta, joka tunnetaan parhaiten: osasta, joka toimii monien hammastahnojen osana. Tämä ei ole ainoa käyttö, jossa kontrastia sen erittäin myrkyllistä ja vaarallista molekyylin F ₂ ja anioni F ^- voidaan ymmärtää, mikä riippuen sen ympäristö voi olla edullista (vaikka joskus ei).

Kun syömme ruokaa, erityisesti makeisia, bakteerit hajottavat sen lisäämällä syljen happamuutta. Sitten tulee kohta, jossa pH on riittävän hapan hajottamaan ja demineralisoimaan hammaskiilleä; hydroksiapatiitti hajoaa.

Tässä prosessissa F ^- ionit kuitenkin vuorovaikutuksessa Ca ^{2+: n} kanssa muodostavat fluorapatiitti - matriisin; vakaampi ja kestävämpi kuin hydroksiapatiitti. Tai ainakin tämä on ehdotettu mekanismi selittämään fluori-anionin vaikutusta hampaisiin. Se on todennäköisesti monimutkaisempi ja sillä on pH-riippuvainen hydroksiapatiitti-fluorapatiitti-tasapaino.

Näitä F ^- anioneja on saatavana hampaiden suoloina; kuten NaF, SnF ₂ (kuuluisan tinafluoridi) ja NaPOF. F ^- pitoisuuden on kuitenkin oltava alhainen (alle 0,2%), koska muuten se aiheuttaa kielteisiä vaikutuksia kehossa.

Veden fluoraus

Aivan kuten hammastahnaa, juomaveden lähteisiin on lisätty fluorisuoloja torjumaan ontelot niissä, jotka sitä juovat. Pitoisuuden tulisi silti olla paljon alhaisempi (0,7 ppm). Tähän käytäntöön liittyy kuitenkin usein epäluottamuslauseita ja kiistoja, koska sille on annettu mahdolliset syöpää aiheuttavat vaikutukset.

Hapettava aine

F ₂ kaasu käyttäytyy kuin erittäin voimakas hapettava aine. Tämä saa monet yhdisteet palamaan nopeammin kuin altistuessaan happea ja lämmönlähdettä varten. Siksi sitä on käytetty rakettien polttoaineseoksissa, joissa se voi jopa korvata otsonin.

polymeerit

Monissa käytöissä osuudet fluorin eivät johdu F ₂ tai F ^-, mutta suoraan niiden elektronegatiivisen atomien osa orgaanista yhdistettä. Pohjimmiltaan puhumme CF-linkistä.

Rakenteesta riippuen CF-sidoksilla olevat polymeerit tai kuidut ovat yleensä hydrofobisia, joten ne eivät kastu tai vastustavat fluorivetyhapon hyökkäystä; Tai vielä paremmin, ne voivat olla erinomaisia ​​sähköeristeitä ja hyödyllisiä materiaaleja, joista esineitä, kuten putkia ja tiivisteitä, valmistetaan. Tefloni ja nafioni ovat esimerkkejä näistä fluorattuista polymeereistä.

proviisorit

Fluorin reaktiivisuus tekee sen käytöstä useiden epäorgaanisten tai orgaanisten fluoriyhdisteiden synteesiin kyseenalainen. Orgaanisissa lääkkeissä, erityisesti niissä, joilla on farmakologisia vaikutuksia, yhden heteroatomin korvaaminen F-atomeilla lisää (positiivisesti tai negatiivisesti) niiden vaikutusta biologiseen kohteeseen.

Siksi lääketeollisuudessa joidenkin lääkkeiden modifiointi on aina pöydällä lisäämällä fluoriatomeja.

Hyvin samanlainen tapahtuu rikkakasvien torjunta-aineiden ja sienitautien torjunta-aineiden kanssa. Niissä oleva fluori voi lisätä niiden vaikutusta ja tehokkuutta hyönteisten ja sieni-tuholaisten kohdalla.

Lasikaiverrus

Fluorivetyhappoa on käytetty aggressiivisuutensa suhteen lasia ja keramiikkaa vastaan ​​näiden materiaalien ohuiden ja herkkien kappaleiden kaiverrukseen; yleensä tarkoitettu tietokoneiden mikrokomponenttien tai sähkölamppujen valmistukseen.

Uraanin rikastaminen

Yksi elementtifluorin tärkeimmistä käyttötavoista on auttaa rikastamaan uraania ²³⁵ U: na. Tätä varten uraanimineraalit liuotetaan fluorivetyhappoon, jolloin muodostuu UF ₄. Tämä epäorgaaninen fluoridi sitten reagoi F ₂, siten muuttamassa osaksi UF ₆ (²³⁵ UF ₆ ja ²³⁸ UF ₆).

Tämän jälkeen, ja jonka avulla kaasun Sentrifugoinnin ²³⁵ UF ₆ on erotettu ²³⁸ UF ₆, joita voidaan myöhemmin hapettaa ja säilytetään ydinpolttoainetta.

Viitteet

1. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Pakastetun fluorin rakenne tarkistettiin 50 vuoden kuluttua. Kuninkaallinen kemian yhdistys. Palautettu osoitteesta: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluori. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
4. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Fluori. PubChem-tietokanta. CID = 24524. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fluorielementti tosiasiat. Chemicool. Palautettu osoitteesta: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. helmikuuta 2018). Erittäin reaktiivisen fluorin yllättävän yleinen käyttö. Palautettu osoitteesta: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (4. helmikuuta 2019). Hammastahnassa oleva fluori: onko se hyvä vai huono terveydellesi? Palautettu osoitteesta: nacionfarma.com
8. Karl Christe ja Stefan Schneider. (8. toukokuuta 2019). Fluori: kemiallinen alkuaine. Encyclopædia Britannica. Palautettu osoitteesta: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Jaksollinen taulukko: happea. Palautettu sivustolta: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (SF). Elementti fluori. Jefferson Lab. Palautettu osoitteesta: education.jlab.org
11. American Cancer Society lääketieteellisen ja toimitussisällön tiimi. (2015, 28. heinäkuuta). Veden fluoraus ja syöpäriski. Palautettu osoitteesta Cancer.org