FLUORS: VĒSTURE, ĪPAŠĪBAS, STRUKTŪRA, IEGŪŠANA, RISKI, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Fluora ir ķīmiskais elements ar simbolu F un 17 noved grupu, pie kuras pieder the halogēns. Tas ir izdalīts virs citiem periodiskās tabulas elementiem, jo ​​ir visreaktīvākais un elektronegatīvākais; Tas reaģē ar gandrīz visiem atomiem, tāpēc veido bezgalīgu skaitu sāļu un organiski fluorētu savienojumu.

Normālos apstākļos tā ir gaiši dzeltena gāze, ko var sajaukt ar dzeltenīgi zaļu. Šķidrā stāvoklī, kā parādīts attēlā zemāk, tā dzeltenā krāsa nedaudz pastiprinās, kas pilnībā izzūd, kad tā sacietē sasalšanas vietā.

Šķidrais fluors mēģenē. Avots: Fulvio314

Tāda ir tās reaktivitāte, neskatoties uz gāzes gaistošo raksturu, ka tā paliek ieslodzīta zemes garozā; īpaši minerālfluorīta veidā, kas pazīstams ar violetajiem kristāliem. Arī tā reaģētspēja padara to par potenciāli bīstamu vielu; tas enerģiski reaģē uz visu, ko tas pieskaras un sadedzina liesmās.

Tomēr daudzi tā blakusprodukti var būt nekaitīgi un pat izdevīgi, atkarībā no to pielietojuma. Piemēram, vispopulārākais fluora lietojums jonu vai minerālu formā (piemēram, fluorīdu sāļi) ir zobu pastas ar fluoru sagatavošana, kas palīdz aizsargāt zobu emalju.

Fluram ir tāda īpatnība, ka tas var stabilizēt daudzu citu elementu lielo skaitu vai oksidācijas stāvokļus. Jo lielāks fluora atomu skaits, jo reaktīvāks ir savienojums (ja vien tas nav polimērs). Tāpat palielināsies tā ietekme ar molekulārajām matricām; labāk vai sliktāk.

Vēsture

Fluora izmantošana

1530. gadā vācu mineralogists Georgius Agricola atklāja, ka minerālu fluora paraugu var izmantot metālu attīrīšanā. Fluorspars ir vēl viens nosaukums fluorītam, fluora minerālam, kas sastāvēja no kalcija fluorīda (CaF ₂ ).

Fluora elements līdz tam nebija atklāts, un fluora "fluoir" nāca no latīņu vārda "fluere", kas nozīmē "plūst"; jo tieši to fluorespars vai fluorīts darīja ar metāliem: tas viņiem palīdzēja iziet no parauga.

Fluorūdeņražskābes sagatavošana

1764. gadā Andreasam Sigismudam Margrafam izdevās sagatavot fluorūdeņražskābi, sildot fluorītu ar sērskābi. Stikla retorti tika izkausēti ar skābes iedarbību, tāpēc stikls tika aizstāts ar metāliem.

To attiecina arī uz Karlu Šeļeļu 1771. gadā - skābes pagatavošanu ar to pašu metodi, kam sekoja Margrafs. 1809. gadā franču zinātnieks Andre-Marie Ampere ierosināja, ka fluorskābe vai fluorūdeņražskābe ir savienojums, ko veido ūdeņradis un jauns elements, kas līdzīgs hloram.

Zinātnieki mēģināja izolēt fluorīdu, ilgstoši izmantojot fluorūdeņražskābi; bet tā bīstamība šajā ziņā padarīja progresu grūtu.

Humphry Davy, Joseph Joseph Gay-Lussac un Jacques Thénard bija izteiktas sāpes, ieelpojot fluorūdeņradi (fluorūdeņražskābi bez ūdens un gāzveida formā). Zinātnieki Paulin Louyet un Jerome Nickles nomira no saindēšanās līdzīgos apstākļos.

Franču pētnieks Edmond Frémy mēģināja izveidot sausu fluorūdeņražskābi, lai izvairītos no fluorūdeņraža toksicitātes, paskābinot kālija bifluorīdu (KHF ₂ ), bet elektrolīzes laikā nebija elektriskās strāvas vadīšanas.

Izolācija

1860. gadā angļu ķīmiķis Džordžs Gors mēģināja elektrolizēt sausu fluorūdeņražskābi un izdevās izolēt nelielu daudzumu fluora gāzes. Tomēr eksplozija notika, jo ūdeņradis un fluors vardarbīgi rekombinējās. Gore piedēvēja sprādzienu skābekļa noplūdei.

1886. gadā franču ķīmiķim Henri Moissonam izdevās pirmo reizi izolēt fluoru. Iepriekš Moisson darbu četras reizes pārtrauca smaga saindēšanās ar fluorūdeņradi, mēģinot izolēt elementu.

Moisson bija Frémy students un paļāvās uz saviem eksperimentiem, lai izolētu fluoru. Moissons elektrolīzē izmantoja kālija fluorīda un fluorūdeņražskābes maisījumu. Iegūtais šķīdums veda elektrību un fluora gāzi, kas savākta pie anoda; tas ir, pie pozitīvi lādēta elektrodu.

Moisson izmantoja korozijizturīgu aprīkojumu, kurā elektrodi bija izgatavoti no platīna un iridija sakausējuma. Elektrolīzē viņš izmantoja platīna trauku un atdzesēja elektrolīta šķīdumu līdz temperatūrai -23 ° F (-31 ° C).

Visbeidzot, 1886. gada 26. jūnijā Henri Moissson izdevās izolēt fluoru - darbu, kas ļāva viņam 1906. gadā iegūt Nobela prēmiju.

Interese par fluoru

Ar laiku tika zaudēta interese par fluorīdu izpēti. Tomēr, attīstot Manhetenas projektu atombumbas izgatavošanai, tas to noveda atpakaļ.

Amerikāņu uzņēmums Dupont no 1930. līdz 1940. gadam izstrādāja fluorētus produktus, piemēram, hlorfluorogļūdeņražus (Freon-12), kurus izmantoja par dzesēšanas līdzekļiem; un politetrafluoretilēna plastmasa, labāk pazīstama ar nosaukumu Teflon. Tas izraisīja fluora ražošanas un patēriņa palielināšanos.

In 1986, pie konferences apmēram gs par no izolācijai fluora, amerikāņu ķīmiķis Karl O. Christe iesniegta ar ķīmiskās apstrādes metodi, lai sagatavotu fluora reakcijā starp K ₂ MNF _6. un SBF ₅ .

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Izskats

Fluors ir gaiši dzeltena gāze. Šķidrā stāvoklī tas ir spilgti dzeltens. Tikmēr cietā viela var būt necaurspīdīga (alfa) vai caurspīdīga (beta).

Atomu skaitlis (Z)

9.

Atomsvars

18,998 u.

Kušanas punkts

-219,67 ° C.

Vārīšanās punkts

-188,11 ° C.

Blīvums

Istabas temperatūrā: 1,696 g / L.

Kušanas temperatūrā (šķidrums): 1,505 g / ml.

Iztvaikošanas siltums

6,51 kJ / mol.

Molārā kaloritāte

31 J / (mol K).

Tvaika spiediens

58 K temperatūrā tā tvaika spiediens ir 986,92 atm.

Siltumvadītspēja

0,0277 W / (m K)

Magnētiskā kārtība

Diamagnētiska

Smarža

Raksturīga asa un asa smaka, nosakāma pat pie 20 pbb.

Oksidācijas skaitļi

-1, kas atbilst fluora anjonam, F ^- .

Jonizācijas enerģija

-Pirmkārt: 1,681 kJ / mol

-Otrais: 3 374 kJ / mol

-Trešais: 6.147 KJ / mol

Elektronegativitāte

3,98 pēc Polainga skalas.

Tas ir ķīmiskais elements ar visaugstāko elektronegativitāti; tas ir, tai ir augsta afinitāte pret atomu elektroniem, ar kuriem tā saistās. Tādēļ fluora atomi rada lielus dipola momentus noteiktos molekulas reģionos.

Tās elektronegativitātei ir arī cits efekts: tai piesaistītie atomi zaudē tik daudz elektronu blīvuma, ka sāk iegūt pozitīvu lādiņu; tas ir, pozitīvs oksidācijas skaitlis. Jo vairāk fluora atomu ir savienojumā, jo centrālajam atomam būs pozitīvāks oksidācijas skaitlis.

Piemēram, OF ₂ skābekļa oksidācijas skaits ir +2 (O ²⁺ F ₂ ^- ); UF ₆ urānā oksidācijas numurs ir +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); tas pats notiek ar sēru SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); un visbeidzot ir AgF ₂ , kur sudrabam pat ir oksidācijas skaitlis +2, kas tam ir reti sastopams.

Tāpēc elementiem izdodas piedalīties ar vispozitīvākajiem oksidācijas skaitļiem, kad tie veido savienojumus ar fluoru.

Oksidētājs

Fluors ir visspēcīgākais oksidējošais elements, tāpēc neviena viela nav spējīga to oksidēt; un šī iemesla dēļ tas pēc būtības nav brīvs.

Reaģētspēja

Fluors spēj apvienoties ar visiem citiem elementiem, izņemot hēliju, neonu un argonu. Normālā temperatūrā tas arī neuzbrūk vieglam tēraudam vai varam. Vardarbīgi reaģē ar organiskiem materiāliem, piemēram, gumiju, koku un audumu.

Fluors var reaģēt ar cieto gāzu ksenonu, veidojot spēcīgu oksidētāja ksenona difluorīdu XeF ₂ . Tas arī reaģē ar ūdeņradi, veidojot halogenīdu, fluorūdeņradi, HF. Savukārt fluorūdeņradis izšķīst ūdenī, iegūstot slaveno fluorūdeņražskābi (kā stiklu).

Skābo skābju skābums, kas klasificēts pieaugošā secībā, ir:

HF <HCl <HBr <HI

Slāpekļskābe reaģē ar fluoru, veidojot fluora nitrātu, FNO ₃ . Tikmēr sālsskābe intensīvi reaģē ar fluoru, veidojot HF, OF ₂ un ClF ₃ .

Struktūra un elektroniskā konfigurācija

Diatomiskā molekula

Fluora molekula, kas attēlota ar telpiskās uzpildes modeli. Avots: Gabriel Bolívar.

Fluora atomam pamata stāvoklī ir septiņi valences elektroni, kas ir 2s un 2p orbitālēs atbilstoši elektroniskajai konfigurācijai:

2s ² 2p ⁵

Valences saites teorija (TEV) nosaka, ka divi fluora atomi, F, ir kovalenti piesaistīti katram sava valences oktetam.

Tas notiek ātri, jo neona cēlgāzei izoelektroniski ir nepieciešams tikai viens elektrons; un tā atomi ir ļoti mazi, ar ļoti spēcīgu efektīvu kodola lādiņu, kas no vides viegli prasa elektronus.

Molekulā F ₂ (augšējais attēls) ir viena kovalenta saite, FF. Neskatoties uz stabilitāti salīdzinājumā ar brīvajiem F atomiem, tā ir ļoti reaktīva molekula; homonukleārie, apolārie un aizraujošie elektroni. Tāpēc fluors, tāpat kā F ₂ , ir ļoti toksiska un bīstama suga.

Tā kā F ₂ ir apolārs, tā mijiedarbība ir atkarīga no tā molekulmasas un Londonas izkliedes spēkiem. Kādā brīdī elektroniskajam mākonim ap abiem F atomiem jādeformējas un rodas momentāns dipols, kas kaimiņa molekulā inducē citu; lai viņi lēnām un vāji piesaistītu viens otru.

Šķidrs un ciets

F ₂ molekula ir ļoti maza un telpā izplatās salīdzinoši ātri. Gāzveida fāzē tai ir gaiši dzeltena krāsa (ko var sajaukt ar laima zaļu). Kad temperatūra pazeminās līdz -188 ° C, dispersijas spēki kļūst efektīvāki, liekot F ₂ molekulām pietiekami saliekties, lai noteiktu šķidrumu.

Šķidrais fluors (pirmais attēls) izskatās vēl dzeltenāks nekā attiecīgā gāze. Tajā F ₂ molekulas ir tuvāk un mijiedarbojas ar gaismu lielākā mērā. Interesanti, ka, tiklīdz izkropļotais fluora kristāls veidojas -220 ° C temperatūrā, krāsa izbalē un paliek kā caurspīdīga cieta viela.

Tagad, kad F ₂ molekulas ir tik tuvu viena otrai (bet neapstājoties to molekulārajām rotācijām), šķiet, ka viņu elektroni iegūst zināmu stabilitāti, un tāpēc to elektroniskais lēciens ir pārāk liels, lai gaisma varētu pat mijiedarboties ar kristālu.

Kristāliskās fāzes

Šis kubiskais kristāls atbilst β fāzei (tas nav allotrops, jo tas paliek tas pats F ₂ ). Kad temperatūra pazeminās vēl vairāk līdz -228 ºC, cietais fluors iziet fāzes pārejā; kubiskais kristāls kļūst par monoklinisku, α fāze:

Fluora alfa fāzes kristāla struktūra. Avots: Benjah-bmm27.

Atšķirībā no β-F ₂ , α-F ₂ ir necaurspīdīgs un ciets. Varbūt tas ir tāpēc, ka F ₂ molekulām vairs nav tik daudz brīvības, lai tās grieztos fiksētajās pozīcijās monokliniskos kristālos; kur tie vairāk mijiedarbojas ar gaismu, bet bez aizraušanās ar elektroniem (kas virspusēji izskaidrotu viņu necaurredzamību).

Α-F ₂ kristāla struktūru bija grūti izpētīt, izmantojot parastās rentgenstaru difrakcijas metodes.Tas notiek tāpēc, ka pāreja no β uz α fāzi ir ļoti eksotermiska; iemesls, kāpēc kristāls praktiski eksplodēja, tajā pašā laikā tas maz mijiedarbojās ar starojumu.

Pagāja apmēram piecdesmit gadi, pirms vācu zinātnieki (Florians Kraus et al.) Ar neitronu difrakcijas paņēmieniem ar lielāku precizitāti pilnībā atšifrēja α-F ₂ struktūru .

Kur atrast un iegūt

Fluors ieņem 24. vietu starp visizplatītākajiem elementiem Visumā. Tomēr zemes masā ir 13 ^vo elementu ar koncentrāciju garozā 950 ppm un jūras ūdenī - 1,3 ppm.

Augsnēs fluora koncentrācija ir no 150 līdz 400 ppm, un dažās augsnēs tā var sasniegt 1000 ppm. Atmosfēras gaisā tā koncentrācija ir 0,6 ppb; bet dažās pilsētās ir reģistrēts līdz 50 ppb.

Fluoru galvenokārt iegūst no trim minerālvielām: fluorīta vai fluora parauga (CaF ₂ ), fluorapatiīta un kriolīta (Na ₃ AlF ₆ ).

Fluorīta apstrāde

Pēc iežu savākšanas ar minerālfluorītu tos pakļauj primārajai un sekundārajai drupināšanai. Ar sekundāru drupināšanu tiek iegūti ļoti mazi iežu fragmenti.

Pēc tam iežu fragmenti tiek nogādāti lodīšu dzirnavās, lai iegūtu pulveri. Ūdeni un reaģentus pievieno, lai veidotu pastu, kuru ieliek flotācijas tvertnē. Gaiss tiek ievadīts zem spiediena, lai veidotos burbuļi, un tādējādi fluorīts nonāk peldot uz ūdens virsmas.

Silikāti un karbonāti nogulsnējas, kamēr fluorītu savāc un ved žāvēšanas skapīšos.

Pēc fluorīta iegūšanas to reaģē ar sērskābi, iegūstot fluorūdeņradi:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Fluorūdeņraža elektrolīze

Fluora ražošanā tiek ievērota Moisson 1886. gadā izmantotā metode ar dažām modifikācijām.

Elektrolīzi veic ar kausēta kālija fluorīda un fluorūdeņražskābes maisījumu ar molāro attiecību no 1: 2,0 līdz 1: 2,2. Izkausētā sāls temperatūra ir 70-130 ° C.

Katods sastāv no Monel sakausējuma vai tērauda, ​​un anodā ir degrāfīta ogleklis. Fluora ražošanas procesu elektrolīzes laikā var raksturot šādi:

2HF => H ₂ + F ₂

Elektrolīzes kameras atdzesēšanai tiek izmantots ūdens, bet temperatūrai jābūt virs elektrolīta kušanas temperatūras, lai izvairītos no sacietēšanas. Elektrolīzē iegūtais ūdeņradis tiek savākts pie katoda, bet fluors - pie anoda.

Izotopi

Fluorā ir 18 izotopi, un ¹⁹ F ir vienīgais stabils izotops ar 100% pārpilnību. ¹⁸ F ir pusperiods 109.77 minūtes un ir radioaktīvo izotopu fluora ar garāku pusi - dzīvi. ¹⁸ F tiek izmantots kā avots positrons.

Bioloģiskā loma

Zīdītājiem vai augstākiem augiem nav zināma fluora metabolisma aktivitāte. Tomēr daži augi un jūras sūkļi sintezē indīgo savienojumu monofluoracetātu, kuru viņi izmanto kā aizsardzību, lai novērstu tā iznīcināšanu.

Riski

Pārmērīgs fluora patēriņš ir bijis saistīts ar kaulu fluorozi pieaugušajiem un zobu fluorozi bērniem, kā arī ar nieru darbības izmaiņām. Šī iemesla dēļ Amerikas Savienoto Valstu Sabiedrības veselības dienests (PHS) ierosināja, ka fluora koncentrācija dzeramajā ūdenī nedrīkst būt lielāka par 0,7 mg / L.

Tikmēr ASV Vides aizsardzības aģentūra (EPA) konstatēja, ka fluora koncentrācijai dzeramajā ūdenī nevajadzētu būt lielākai par 4 mg / L, lai izvairītos no skeleta fluorozes, kurā fluorīds uzkrājas kaulos. Tas var izraisīt kaulu vājināšanos un lūzumus.

Fluorīds ir saistīts ar paratheidīta bojājumiem, ar samazinātu kalciju kaulu struktūrās un augstu kalcija koncentrāciju plazmā.

Starp pārmaiņām, kas saistītas ar fluora pārpalikumu, ir šādas: zobu fluoroze, skeleta fluoroze un paratheidīta bojājumi.

Zobu fluoroze

Zobu fluoroze notiek ar mazām svītrām vai plankumiem zobu emaljā. Bērniem līdz 6 gadu vecumam nevajadzētu lietot mutes skalošanas līdzekļus, kas satur fluoru.

Skeleta fluoroze

Skeleta fluorozes gadījumā var diagnosticēt sāpes un kaulu, kā arī locītavu bojājumus. Kauls var sacietēt un zaudēt elastību, palielinot lūzumu risku.

Lietojumprogrammas

Zobu pasta

Daži neorganiski fluora sāļi tiek izmantoti kā piedeva zobu pastu sagatavošanā, kas, kā pierādīts, palīdz aizsargāt zobu emalju. Avots: Pxhere.

Mēs sākam ar sadaļu par fluora lietojumiem ar vispazīstamāko: sadaļa, kas kalpo par daudzu zobu pastu sastāvdaļu. Tas nav vienīgais lietojums, kurā var novērtēt kontrastu starp tā ļoti indīgo un bīstamo molekulu F ₂ un anjonu F ^- , kas atkarībā no apkārtējās vides var būt labvēlīgs (kaut arī dažreiz nē).

Kad mēs ēdam ēdienu, it īpaši saldumus, baktērijas to noārda, palielinot siekalu skābumu. Tad nāk punkts, kurā pH ir pietiekami skābs, lai noārdītu un demineralizētu zobu emalju; hidroksiapatīts sadalās.

Tomēr šajā procesā F ^- joni mijiedarbojas ar Ca ²⁺ , veidojot fluorapatīta matricu; stabilāks un izturīgāks nekā hidroksiapatīts. Vai vismaz tas ir ierosinātais mehānisms, lai izskaidrotu fluora anjona darbību uz zobiem. Tas, visticamāk, būs sarežģītāks, un tajā būs no pH atkarīgs hidroksiapatīta-fluorapatīta līdzsvars.

Šie F ^- anjoni ir pieejami zobu zobos sāļu veidā; piemēram: NaF, SnF ₂ (slavenais magnija fluorīds) un NaPOF. Tomēr F ^- koncentrācijai jābūt zemai (mazāk nekā 0,2%), jo pretējā gadījumā tā negatīvi ietekmē ķermeni.

Ūdens fluorēšana

Līdzīgi kā zobu pastā, dzeramā ūdens avotiem ir pievienoti fluorīdu sāļi, lai apkarotu dobumus tiem, kas to dzer. Koncentrācijai joprojām vajadzētu būt daudz zemākai (0,7 ppm). Tomēr šī prakse bieži ir par neuzticības un strīdu objektu, jo tai ir piedēvēta iespējamā kancerogēna iedarbība.

Oksidētājs

F ₂ gāze darbojas kā ļoti spēcīgs oksidētājs. Tas izraisa daudzu savienojumu sadedzināšanu ātrāk nekā pakļaušana skābekļa un siltuma avotam. Tāpēc tas ir izmantots raķešu degvielas maisījumos, kuros tas pat var aizstāt ozonu.

Polimēri

Daudzos gadījumos fluora ieguldījums nav saistīts ar F ₂ vai F ^- , bet gan tieši ar to elektronegatīvajiem atomiem kā daļu no organiskā savienojuma. Būtībā mēs runājam par CF saikni.

Atkarībā no struktūras polimēri vai šķiedras ar CF saitēm parasti ir hidrofobiskas, tāpēc tās nesaslapj un neiztur fluorūdeņražskābes uzbrukumu; Vai vēl labāk, tie var būt lieliski elektriskie izolatori un noderīgi materiāli, no kuriem tiek izgatavoti tādi priekšmeti kā caurules un starplikas. Teflons un nafions ir šo fluorēto polimēru piemēri.

Farmaceiti

Fluora reaģētspēja padara to izmantošanu daudzu neorganisku vai organisku fluora savienojumu sintēzē apšaubāmu. Organiskajās vielās, īpaši tām, kurām ir farmakoloģiska iedarbība, aizstājot kādu no heteroatomiem ar F atomiem, palielinās (pozitīvi vai negatīvi) to darbība uz bioloģisko mērķi.

Tāpēc farmācijas nozarē dažu zāļu modifikācija vienmēr ir bijusi gatava, pievienojot fluora atomus.

Ļoti līdzīgi notiek ar herbicīdiem un fungicīdiem. Tajos esošais fluors var palielināt to iedarbību un efektivitāti pret kaitēkļiem kukaiņiem un sēnītēm.

Stikla gravēšana

Fluorskābe, ņemot vērā tās agresivitāti pret stiklu un keramiku, ir izmantota, lai gravētu šo materiālu plānos un delikātos gabalus; parasti paredzēts datoru mikrokomponentu ražošanai vai elektrisko spuldžu izgatavošanai.

Urāna bagātināšana

Viens no visatbilstošākajiem elementārā fluora lietojumiem ir palīdzēt bagātināt urānu kā ²³⁵ U. Šim nolūkam urāna minerāli tiek izšķīdināti fluorūdeņražskābē, veidojot UF ₄ . Šis neorganisks fluora pēc tam reaģē ar F ₂ , tādā veidā pārveidojot UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ un ²³⁸ UF ₆ ).

Pēc tam, kā ar gāzes centrifugēšanas, tad ²³⁵ UF ₆ ir atdalīta no ²³⁸ UF ₆ , kas vēlāk tiks oksidēta un saglabāts kā kodoldegvielu.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Krēmers Katrīna. (2019. gads). Saldēta fluora struktūra tika pārskatīta pēc 50 gadiem. Karaliskā ķīmijas biedrība. Atgūts no: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019. gads). Fluors. Atgūts no: en.wikipedia.org
4. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Fluors. PubChem datu bāze. CID = 24524. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr Doug Stewart. (2019. gads). Fluora elementa fakti. Chemicool. Atgūts no: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (2018. gada 21. februāris). Pārsteidzoši ļoti reaktīva fluora lietojumi. Atgūts no: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (2019. gada 04. februāris). Fluors zobu pastā: vai tas ir labs vai slikts jūsu veselībai? Atgūts no: nacionfarma.com
8. Kārlis Kristess un Stefans Šneiders. (2019. gada 8. maijs). Fluors: ķīmiskais elements. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodiskā tabula: skābeklis. Atgūts no: lenntech.com
10. Gagnons Stīvs. (sf). Elements fluors. Jefferson Lab. Atgūts no: education.jlab.org
11. Amerikas vēža biedrības medicīniskā un redakcionālā satura komanda. (2015. gads, 28. jūlijs). Ūdens fluorēšanas un vēža risks. Atgūts no: cancer.org