Fluor

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
9 oxigénfluorneon
-

F

Cl
Általános
Név, vegyjel, rendszám fluor, F, 9
Elemi sorozat halogének
Csoport, periódus, mező 17, 2, p
Megjelenés cseppfolyós fluor
Liquid fluorine.jpg
Megjelenés gáz: nagyon világos sárga;
folyadék: világos sárga;
szilárd: alfa fázis átlátszatlan, béta fázis átlátszó
Atomtömeg 18,998403163(6) g/mol[1]
Elektronszerkezet [He] 2s2 2p5
Elektronok héjanként 2, 7
Electron shell 009 Fluorine - no label.svg
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot gáz
Sűrűség (0 °C, 101,325 kPa)
1,696 g/l
Olvadáspont 53,48 K
(-219,67 °C, -363,41 °F)
Forráspont 85,03 K
(-188,11 °C, -306,60 °F)
Olvadáshő\Delta_{fus}{H}^\ominus (F2) 0,510 kJ/mol
Párolgáshő \Delta_{vap}{H}^\ominus (F2) 6,51 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) (F2)
31,304 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 38 44 50 58 69 85
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet lap-középpontos monoklin
(alacsony hőmérsékleten)
Oxidációs szám −1 (oxidálja az oxigént)
Elektronegativitás 3,98 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 1681,0 kJ/mol
2.: 3374,2 kJ/mol
3.: 6050,4 kJ/mol
Atomsugár 50 pm
Atomsugár (számított) 42 pm
Kovalens sugár 64 pm
Van der Waals-sugár 135 pm
Egyebek
Mágnesség diamágneses [2] (−1,2×10−4)
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 25,91 mW/(m·K)
CAS-szám 7782-41-4
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A fluor izotópjai
Izotóp t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
18F nyomokban 109,77 perc β+
(96,9%)
0,634 18O
ε
(3,1%)
1,656 18O
19F 100% F stabil 10 neutronnal
Hivatkozások

A fluor a periódusos rendszer kémiai elemeinek egyike. Vegyjele F, rendszáma 9. Régies magyar elnevezése a folyany.[3] Standard nyomáson és hőmérsékleten zöldessárga színű, erősen mérgező kétatomos gáz. A fluor a hetedik főcsoport eleme, azaz a halogének közé tartozik, közülük a legkönnyebb. Vegyértékelektron-szerkezete 2s2 2p4. Az összes elem közül a legelektronegatívabb és legreaktívabb, szinte az összes többi elemmel, köztük néhány nemesgázzal is alkot vegyületeket.

A fluor a 24. leggyakoribb elem az univerzumban és a 13. legnagyobb mennyiségben előforduló elem a földkéregben. A fluor elsődleges ásványi forrását, a fluoritot vagy folypátot először 1529-ben említik írásban: ércekhez adták, hogy csökkentsék azoknak a forráspontját. A fluor név a folypát latin elnevezéséből, a fluor lapisból ered (fluere = folyni).[4] 1810-ben vetették fel a fluort, mint addig ismeretlen elemet, de tiszta fluor előállítása nagy reaktivitása miatt csak 1886-ban sikerült Henri Moissannak, alacsony hőmérsékletű elektrolízisel, mely eljárást mind a mai napig alkalmazzák. A fluorgázt legnagyobb mennyiségben urándúsításra hasznosítják, ipari szintű előállítása a második világháborúban, a Manhattan terv idején kezdődött.

A tiszta fluor előállításának drágasága miatt inkább a vegyületeit alkalmazzák az iparban. A kibányászott fluoritnak körülbelül a felét acélgyártás során alkalmazzák, a másik feléből pedig elsősorban hidrogén-fluoridot gyártanak, mely fontos előanyag különféle fluortartalmú szerves vegyületek, vagy az alumíniumgyártásnál kulcsszerepet betöltő kriolit előállításánál. A szerves fluoridok nagy kémiai és termikus stabilitással rendelkeznek, ezért hűtőközegként alkalmazzák őket. Különböző gyógyszerek, például az atorvasztatin vagy a fluoxetin is tartalmaznak fluort, emellett a fluoridoknak nagy szerepe van a fogszuvasodás kialakulásának megakadályozásában. A fluorokémiai termékek kereskedelme világszinten eléri az évi 15 milliárd dollárt.

A fluorokarbon gázok általában üvegházhatásúak, globális felmelegedési potenciáljuk 100-20 000-szerese a szén-dioxidnak. A hajtógázként használt fluortartalmú CFC-gázok bizonyíthatóan károsítják az ózonréteget és az ózonlyuk kialakulásának egyik fő felelősei. Az egészségre bizonytalan potenciális hatású[pontosabban?], szerves fluorvegyületek a szén–fluor kötés ereje miatt megtalálhatóak a környezetben. A fluornak nincs ismert szerepe az emlősök anyagcseréjében, de néhány növény szintetizál szerves fluortartalmú mérgeket, hogy így védekezzen a növényevők ellen.

Tulajdonságok[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Elektronszerkezet[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fluoratom egyszerűsített szerkezete

A fluoratomban összesen kilenc elektron van, eggyel kevesebb, mint a neonban. Elektronszerkezete 1s22s22p5: Két elektron a belső 1s alhéjon, hét másik a körülötte lévő teljesen feltöltött 2s és a 2p alhéjon helyezkedik el, mely utóbbiból egy elektron hiányzik a nemesgázszerkezet eléréséhez. A külső héjon lévő elektronoknak nincs árnyékoló hatásuk ezért nagy – 9 − 2 = 7effektív magtöltés hat rájuk, ami befolyásolja az atom fizikai tulajdonságait is.[5]

A fluor első ionizációs energiája a harmadik legnagyobb az elemek közül a hélium és neon után, [6] ami megnehezíti az elektronok eltávolítását a semleges atomról. Elektronaffinitása is kiemelkedően magas, a klór után a második legmagasabb[7] és hajlamos egy elektron felvételével a neonnal izoelektronos szerkezetet kialakítani.[5] A fluor elektronegativitása az összes elem közül a legmagasabb.[8] A fluor kovalens rádiusza 60 pikométer körüli, hasonlóan a periódusos rendszerben előtte lévő oxigénhez és az utána következő neonhoz.[9][10]

Molekulaszerkezet[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A F2 molekulapályái

A fluor elemi állapotban a többi halogénhez hasonlóan kétatomos molekulákat alkot. A kötéshossz a fluormolekulában 144 pm, mely rövidebb, mint a többi elemmolekulában lévő egyszeres kötések (a gyémántban a szén–szén kötések 154 pm hosszúságúak). A rövid kötések ellenére a fluormolekula disszociációs energiája mindössze 158 kJ/mol, ami körülbelül megfelel a jódmolekulában lévő 266 pm hosszúságú kötés felszakításához szükséges energiával. Ennek oka az, hogy a fluor nemkötő elektronpárjai nagyon közel vannak egymáshoz és erős taszító hatás lép fel köztük így gyengítve a kötést. A molekulában lévő gyenge kötés felelős a fluor szokatlanul nagy reaktivitásáért.

A molekulapáya-elmélet alapján meghatározható a F2 molekula kötése. Az egyedi atomok s- és p-pályái kombinálódnak és kötő, valamint lazító molekulapályákat alkotnak. A fluoratom 1s és 2s pályái mindig σs és σs* kötő- és lazító-molekulapályává alakulnak. Mivel ezek az orbitálok teljesen fel vannak töltve elektronokkal, nem járulnak hozzá a kötéshez. A 2p orbitálokból hat különböző energiájú molekulapálya alakul ki. Ezek a kötő σp-, πy- és πz-pályák, valamint a lazító p*-, πy*- és πz*-pályák. Az elektronok úgy oszlanak meg, hogy az összes kötő és a π* lazító orbitálok telítettek. A kötésrend ezért (6-4)/2 = 1, azaz egyszeres kötésről beszélünk. A fluornál megfigyelhető diamágneses tulajdonság is.

Reaktivitás[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fluormolekula kötési energiája jóval alacsonyabb a klórénál vagy a bróménál és hasonló a könnyen felszakítható peroxidok kötési energiájához. Ez, valamint az atom magas elektronegativitása felelős a fluormolekula könnyű felszakíthatóságáért és nagy reaktivitásáért. [11][12] A más atomokkal létesített kötései ezzel ellentétben nagyon erősek, ugyancsak a nagy elektronegativitás értékének köszönhetően. Kevésbé reaktív anyagok, mint például az acélpor, üvegcserepek vagy azbesztszálak hevesen reagálnak a hideg fluorgázzal. A fa és a víz fluor áramban spontán meggyulladnak.[13][14] Nedvesség jelenlétében megtámadja a szilícium-dioxidot is (hidrogén-fluorid képződése miatt, lásd a lenti reakcióegyenletet), ezért nem lehet üvegedényben előállítani és tárolni, csak speciális védőréteggel (fluorozott szénhidrogénnel) ellátott kvarcpalackban.

SiO2 + 6 HF → H2SiF6 + 2 H2O
Searchtool.svg A fluor reakciói (angolul), YouTube-videó

Az elemi fluor fémekkel való reakciói különböző körülményeket igényelnek. Az alkálifémek robbanást okoznak és az alkáliföldfémek is zömmel hevesen reagálnak. Ezeket leszámítva a legtöbb fém passziválódik a felületén képződő fém-fluorid réteg miatt, ezért porítva kell őket reagáltatni.[11] A nemesgázok reakciójához tiszta fluorgáz szükséges 300–450 °C-os hőmérsékleten.[15] Néhány szilárd nemfémes elem (például kén vagy foszfor) is hevesen reagál fluorban a cseppfolyós levegő hőmérsékletén.[16] A hidrogén-szulfid[16] és kén-dioxid[17] készségesen egyesül a fluorral, a kén-dioxid esetenként robbanással. A kénsav jóval kisebb aktivitást mutat, reakciója csak magasabb hőmérsékleten megy végbe.[18]

A hidrogénnel hidegen, sötétben is robbanásszerűen egyesül.[19] Reakcióba lép a nedves levegőben lévő vízzel is; a vízgőz fluor áramban fényes lánggal ég, és a veszélyes hidrogén-fluorid (más néven folysav, HF), valamint hidrogén-peroxid keletkezik:

F2 + 2 H2O → H2O2 + 2 HF

A szén szobahőmérsékleten fluorral reagálva fluormetánt ad, 400 °C fölött szén-monofluorid, magasabb hőmérsékleten pedig fluorokarbonok képződnek, néha robbanással.[20] Amíg a szén-dioxid és a szén-monoxid szobahőmérsékletnél valamivel magasabb hőmérsékleten reagálnak,[21] addig a paraffinok és más szerves vegyületek heves reakciókat idéznek elő:[22] még a teljesen szubsztituált halogénezett szénhidrogének – mint a normálisan éghetetlen szén-tetraklorid – is robbanásszerűen reagálhatnak. [23] Bár a nitrogén-trifluorid stabil, a fluor nitrogénnel való reakciójához elektromos kisülés és megemelt hőmérséklet szükséges a nitrogén erős hármas kötése miatt.[24] Más nitrogénvegyületek, például az ammónia vagy a hidrazin erősen exoterm reakcióba lépnek a fluorral.[25][26] Az oxigén standard körülmények között nem reagál a fluorral, de alacsony nyomáson és hőmérsékleten elektromos kisülések használatával reakcióra bírható. Az így keletkező termékek melegítés hatására visszaalakulnak elemeikre.[27][28][29] Nehezebb halogének[30] valamint a radon[31] készségesen reagálnak a fluorral, a xenon és a kripton reakciójához viszont speciális körülmények szükségesek.[32] A hélium és a neon semmilyen körülmények közt nem reagál a fluorral.

Fázisai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A β-fluor kristályszerkezete. A gömbök olyan F2 molekulákat jelképeznek, melyek akármilyen szögben állhatnak. A többi molekula síkhoz kötött.

Szobahőmérsékleten a fluor kétatomos molekulákat alkot,[13] gáz halmazállapotú, színe halvány sárga (egyes források szerint zöldes-sárga), erősen maró tulajdonságú.[33] Jellegzetes szúrós szaga van, amit már 20 ppb koncentrációban is érezni lehet.[34] −188 °C-on – az oxigénhez és a nitrogénhez hasonló hőmérsékleten – lecsapódik, folyadékállapotban élénk sárga színű.[35]

A fluornak két szilárd formája létezik, az α- és β-fluor. Az utóbbi −220 °C-on kristályosodik rendezetlen köbös kristályrendszerbe – ellentétben a többi halogén rombos szerkezetével. A β-fluor átlátszó és lágy.[35][36][37] További hűtés hatására −228 °C-on fázisváltáson megy keresztül, átalakul kemény, átlátszatlan α-fluorrá, melynek monoklin kristályrendszere van sűrűn álló, döntött molekularétegekkel. Az átalakulás β-ból α-fázisba nagyobb energiafelszabadulással jár, mint a fluor kondenzációja és igen heves is lehet.[36][37]

Izotópok[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A flornak mindössze egy stabil izotópja, a tíz neutront tartalmazó 19F létezik és egyedül ez fordul elő számottevő mennyiségben a természetben.[38] Giromágneses aránya nagy és kivételesen érzékeny a mágneses mezőre. Mivel ez az egyetlen stabil izotóp, felhasználják a mágnesesrezonancia-képalkotásban.[39] A fluornak eddig tizenhét radioaktív izotópját sikerült előállítani 14-től 31-ig terjedő tömegszámokkal. Ezek közül a leghosszabb életű a 18F, felezési ideje 109,77 perc. A többi izotópnak 70 másodpercnél rövidebb felezési ideje van, legtöbbjük kevesebb mint fél másodperc alatt elbomlik.[40] A 17F és a 18F pozitív béta-bomláson, a könnyebb izotópok elektronbefogáson, a 19F-nél nehezebb izotópok pedig negatív béta-bomláson vagy neutronkibocsátáson keresztül bomlanak el.[40] A fluornak egy metastabil izomerje ismert, a 18mF, melynek felezési ideje 234 nanoszekundum.[41]

Előfordulása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Univerzum[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Elemek naprendszerbeli előfordulása[42]
Rendszám Elem Relatív
mennyiség
6 Szén 4,800
7 Nitrogén 1,500
8 Oxigén 8,800
9 Fluor 1
10 Neon 1,400
11 Nátrium 24
12 Magnézium 430

A fluor aránya az univerzumban - 400 ppb - kivételesen alacsony a könnyebb elemek között: mindössze a huszonnegyedik leggyakoribb elem, és a széntől a magnéziumig az összes elem legalább hússzor akkora mennyiségben található meg mint a fluor.[43] Ennek oka az, hogy a csillagokban zajló nukleoszintézis folyamata elkerüli a fluort, mert a reakciókban keletkező fluoratomok nagy nukleáris hatáskeresztmetszettel rendelkeznek, így hidrogénnel vagy héliummal történő további fúziós reakciók során továbbalakulnak oxigénné vagy neonná.[43][44]

Ezen átmeneti létezésen túl három értelmezés született a fluor jelenlétére vonatkozóan:[43][45]

  • II típusú szupernóvákban neonatomok neutrínókkal való ütközés hatására átalakulhatnak fluorrá
  • A Wolf-Rayet csillagokban a nagysebességű napszél elsodorhatja a képződő fluort a hidrogén és héliumatomoktól
  • Az aszimptotikus óriáscsillagokban a fluor kiemelkedik a fúziós zónából a konvekciós áramlatokkal.

Föld[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fluor a tizenharmadik leggyakoribb elem a földkéregben, tömegének körülbelül 600-700 milliomod részét teszi ki.[46] Az elemi fluor könnyedén reagálna a Föld légkörében lévő vízgőzzel, ez eleve kizárja a fluor természetben való előfordulását.[47][48] A természetben csak vegyületei formájában található meg, legfontosabb ásványaii a fluorit (CaF2) a kriolit (Na3AlF6) és a fluoroapatit (Ca5(PO4)3F).[46][49] A fluorit, vagy folypát, egy világszerte bőséggel megtalálható színes ásvány a fluor elsődleges forrása. Legnagyobb termelői Kína és Mexikó. Korábban az Egyesült Államok volt a vezető kitermelő, de 1995-ben beszüntették a bányászatát.[49][50][51][52] Bár a fluoroapatit tartalmazza a világ összes fluorjának jó részét, de alacsony fluortartalma miatt (3,5 tömegszázalék) mint foszfátot használják fel. A kriolitot korábban alumínium kinyerésére használták, ma nagy tömegben alkalmazzák az alumíniumgyártásban. Mióta a Grönland nyugati partján lévő legfőbb lelőhelye 1987-ben kimerült a kriolit legnagyobb részét mesterségesen szintetizálják.[49]

Fontosabb fluortartalmú ásványok
Fluorite-270246.jpg Apatite Canada.jpg Ivigtut cryolite edit.jpg
Fluorit Fluorapatit Kriolit

Egyéb áványok, mint például a topáz is tartalmaznak fluort. A fluoridok, más halogenidekkel ellentétben többnyire oldhatatlanok és nincsenek jelen kereskedelmileg kedvező mennyiségben a sós vizekben.[49] Nyomnyi mennyiségű fluororganikus vegyületeket kimutattak vulkánkitörésekben és hőforrásokban, ezek eredete egyelőre tisztázatlan.[53] Sokáig vita tárgyát képezte, hogy az antazonit nevű ásványban elemi fluor található-e meg, melyet az összetört kristály szaga sugallt.[54][55] Egy 2012-es tanulmányban 0,04 tömegszázaléknyi elemi fluorról számol be, melyet az ásványban mágnesesrezonancia-spektroszkópiával mutattak ki. A fluor jelenlétét az okozhatja, hogy a kristályon belül apró uránzárványok ionizáló sugárzása hatására a kalcium-fluorid elemeire bomlik és a képződő fluorgáz kicsi, elszigetelt zárványokat alkotva megmaradhat.[55]

Története[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Korai felfedezések[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az acélgyártás illusztrációja a De re metallica-ból.

Georgius Agricola 1529-ben említi meg a fluoritot, mint az ércek és a salak olvadáspontjának csökkentésére használt adalékot.[56][57][m 1] Az ő tollából származik a latin fluorés (fluo - folyás, áramlás) szó a fluorit kőzetre. Innen ered a fluorit mint folypát elnevezése, amelyet még ma is gyakran használnak.[61][62][63] A fluoritról később bebizonyosodott, hogy összetételét tekintve valójában kalcium-difluorid.[64]

1670-ben Schwanhard feljegyzi, hogy az üvegedény, amelyben fluoritot tárolt, sav jelenlétében bemaródott.[forrás?] Más források szerint a hidrogén-fluorid vizes oldatát csak 1720-től kezdődően használták fel üveg maratásra.[64][65] Ezt a jelenséget Andreas Sigismund Marggraf 1764-ben jegyezte fel, amikor fluoritot tömény kénsav jelenlétében hevítette, és az így kapott oldat korrodálta az üvegtartályt.[66][67] A svéd kémikus Carl Wilhelm Scheele 1771-ben megismételte a kísérletet, és a keletkezett savas terméket fluss-spats-syran-nak (folysav, vagy másképpen hidrogén-fluorsav) nevezte el.[67][68] 1810-ben a francia fizikus, André-Marie Ampère vetette fel, hogy a folysavat hidrogén, és egy klórhoz hasonló elem alkotja.[69] Sir Humphry Davy javaslatára, az akkor még ismeretlen anyagot a folysav (fluoric acid) és a halogének -ine szuffixumából összetéve fluorine-nak nevezték el. A legtöbb európai nyelven azóta is ezt a szót, vagy módosulatait használják az elem megnevezésére. A görög, orosz, és más nyelvekben viszont Ampère javaslatára a ftor szó, és annak változatai terjedtek el, amely a görög φθόριος (phthorios - romboló) szóból ered.[70][71] Az új latin név, a fluorum után az elem vegyjele F; a régebben használatos Fl szimbólum 2012 óta a fleroviumot jelöli.[72]

Izolációja[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fluorral végzett kezdeti kísérletek annyira veszélyesek voltak, hogy a folysavval történt szerencsétlenség után több 19. századi kísérletező is "fluor mártírrá" vált. Az akkori kutatók ugyanis nem voltak tudatában a folysav veszélyességének, ezért sokan egészségüket (vakság) vagy életüket adták a tudományért.[m 2] Az elemi fluor izolációja különösen nehéz volt, mert egyrészt mind a fluor, mind a folysav rendkívül korrózív maró anyag, másrészt nem állt rendelkezésre egyszerű és alkalmas elektrolit.[64][73] Edmond Frémy posztulálta, hogy a tiszta folysavból elektrolízissel előállítható az elemi fluor, ezért kidolgozott egy módszert, amellyel savított kálium-bifluoridból vízmentes mintákat állított elő. Ehelyett felfedezte, hogy az így keletkezett tiszta hidrogén-fluorid nem vezeti az elektromosságot, azaz elektromos szigetelő.[64][73][74] Frémy egykori diákja, Henri Moissan kitartott, és sok próbálgatás után felfedezte, hogy a kálium-bifluorid és a száraz hidrogén-fluorid keveréke vezető, így megvalósítható az elektrolízis. Annak érdekében, hogy az elektrokémiai cellában található platina gyors korrózióját elkerülje, egy speciális fürdő segítségével rendkívül alacsony hőmérsékletre hűtötte a reakciót; ellenállóbb, kovácsolt platina-irídium cellát; valamint fluorit dugókat alkalmazott.[73][75] 1886-ban, sok vegyész 74 évnyi erőfeszítése után Moissan sikeresen izolálta az elemi fluort.[74][76] 1906-ban, két hónappal a halála előtt Moissan megkapta a kémiai Nobel-díjat.[77][m 3] Nem tisztázott, hogy viszonylag rövid életéért (54 év) nem a fluorral való kísérletezések-e a felelősek.

Későbbi felhasználása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Egy ampulla urán-hexafluorid

A General Motors az 1920-as évek végén kísérleteket folytatott a CFC-k hűtőközegként való alkalmazásával kapcsolatban, majd 1930-ban a GM és a DuPont közösen megalapította a Kinetic Chemichals-t a Freon-12 (CCl2F2) értékesítésére. A Freon-12 felváltotta a korábbi, mérgezőbb vegyületeket, megnövelte az igényt a háztartási hűtőszekrényekre gyártása pedig jövedelmezővé vál: 1949-ben a DuPont felvásárolta a Kinetic Chemicals-t, és számos más Freon vegyület forgalmazásába kezdett.[78][79][80] A poli(tetrafluoroetilén)t, vagy Teflont 1938-ban véletlenül fedezte fel Roy J. Plunkett miközben hűtőanyagokon dolgozott a Kineticnél. A Teflont páratlan kémiai és termális ellenállásának köszönhetően 1941-ben megkezdődött a tömegtermelése.[78][79]

Az elemi fluor nagyipari előállítása a második világháború alatt kezdődött meg. Németországban magas hőmérsékletű elektrolízissel állítottak elő tonnaszám klór-trifluoridot, melyet gyújtóbombákban terveztek felhasználni,[81] a Manhattan tervben pedig hatalmas mennyiségű urán-hexafluoridot használtak fel urándúsításra. Mivel az urán-hexafluorid ugyanolyan korrozív, mint maga a fluor, ezért a gázdiffúziós eljárásban alkalmazott berendezéseknek különleges anyagokból kellett lenniük: a membránok nikkelből, a tömítések fluoropolimerekből készültek, hűtő- és kenőanyagoknak pedig folyékony fluorokarbonokat használtak. Ez a virágzó atomipar elősegítette a háború utáni fluorokémiai fejlesztéseket.[82]

Vegyületei[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fluor kémiai vegyületek hatalmas választékát alkotja, amely magába foglal mind szerves, mind szervetlen vegyületeket. A fluor egyesül fémekkel, nemfémekkel, félfémekkel és a legtöbb nemesgázzal is.[83] Vegyületeiben az oxidációs száma majdnem mindig -1. Nagy elektronaffinitása miatt elsődlegesen ionos kötéseket létesít; ha kovalens kötéssel kapcsolódik, akkor ezek a kötések polárisak és szinte kivétel nélkül egyszeresek[84][85]

Fémekkel[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az alkálifémek jól oldódó, ionos monofluoridokat képeznek vele, melyeknek a nátrium-kloriddal és a többi analóg kloriddal megegyező köbös kristályrendszerük van.[86][87] Alkáliföldfémekkel erős ionos kötésekkel rendelkező, rosszul oldódó difluoridokat alkot,[88] kivéve a berillium-fluoridot, mely kovalens tulajdonságokat is mutat és a kvarchoz hasonló szerkezetű.[89] Ritkaföldfémekkel és még sok másik fémmel ionos trifluoridokat alkot.[90][91][92]

Kovalens tulajdonságok a tetrafluoridoknál tűnnek először szembe: a cirkónium, hafnium[93][94] és számos aktinoida[95] magas olvadáspontú ionos vegyületeket alkot a fluorral,[96][m 4] míg a titán,[99] a vanádium,[100] és a nióbium vegyületei polimer jellegűek,[101] melyek olvadáspontja, vagy bomlási hőmérséklete nem több 350 °C-nál.[102] A pentafluoridok folytatják ezt a tendenciát a lineáris polimereikkel és az oligomer komplexeikkel.[103][104][105] Tizenhárom fém hexafluoridja ismert[m 5], mind oktaéderes szerkezetű és többnyire illékony, szilárd anyagok, de például molibdén-hexafluorid és a rénium-hexafluorid folyékony, a volfrám-hexafluorid pedig gáz halmazállapotú[106][107][108] A rénium-heptafluorid az egyetlen ismert heptafluorid, amely egy alacsony olvadáspontú, szilárd anyag, pentagonális bipiramisos molekulaalakkal.[109] Az ennél több fluoratommal rendelkező fém-fluoridok kiváltképp reaktívak.[110]

Fém-fluoridok szerkezete
Sodium-fluoride-unit-cell-3D.png Bismuth-pentafluoride-chain-from-xtal-1971-3D-balls.png Rhenium-heptafluoride-3D-balls.png
Nátrium-fluorid, ionos Bizmut-pentafluorid, polimeres Rénium-heptafluorid, molekuláris

Hidrogénnel[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Halogének és kalkogének hidrogénnel alkotott vegyületeinek forráspontjai. Jól látható a hidrogén-fluorid és víz kiemekedően magas forráspontja, amiért a molekulák közt fellépő erős hidrogénkötések felelősek

A Fluor hidrogénnel egyesülve hidrogén-fluoridot alkot. A hidrogén-fluorid molekulái hidrogénkötéssel kapcsolódva egymáshoz halmazokat alkotnak, emiatt a tulajdonságai közelebb álnak a vízéhez, mint a hidrogén-kloridéhoz.[111][112][113] Forráspontja jóval magasabb a nála nehezebb hidrogén-halogenidek forráspontjánál és velük ellentétben korlátlanul elegyedik vízzel.[114] A hidrogén-fluorid vízzel érintkezve könnyedén hidratálódik, oldata - a többi hidrogén-halogenid oldatával ellentétben, melyek erős savként viselkednek - gyenge sav.[115]Velük ellentétben viszont képes megtámadni az üveget.[116]

Nemfémekkel és félfémekkel[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A Klór-trifluorid erősen roncsoló hatású, képes meggyújtani az azbesztet, a betont, a homokot és más tűzálló anyagokat is.[117]

A félfémek és a p-mező nemfémeinek kettős fluoridjai általában kovalensek, változó reaktivitással. A harmadik periódusban lévő, valamint az annál nehezebb nemfémek hipervalens vegyületeket képezhetnek a fluorral.[118]

A bór-trifluorid molekula sík alakú és egy be nem töltött elektronoktettel rendelkezik. Ez a vegyület Lewis-savként viselkedik és egyesül különböző Lewis-bázisokkal, adduktumokat hozva létre.[119] A szén-tetrafluorid közönbös, tetraéder alakú molekula, csoportbeli analógjai, a szilícium- és germánium-tetrafluorid szintén tetraéderes szerkezetűek,[120] de ők a szén-tetrafluoriddal ellentétben Lewis-savként viselkednek.[121][122]A nitrogéncsoport elemeinek trifluoridjai reaktivitása és bázicitása a molekulatömeggel növekszik, habár a nitrogén-trifluorid ellenáll a hidrolízisnek és nem mutat bázikus tulajdonságokat.[123] A fluor, arzén és antimon pentafluoridjai reaktívabbak, mint a megfelelő trifluoridjaik, az antimon-pentafluorid a legerősebb ismert természetes Lewis-sav.[103][124][125]

A kalkogéneknek sokféle fluoridja létezik: beszámoltak az oxigén, a kén és a szelén instabil difluoridjairól - az OF2 az egyetlen ismert vegyület, melyben az oxigén oxidációs állapota +2 - valamint létezik a kén és a szelén tetrafluoridja, és ismert a kén, a szelén és a tellúr hexafluoridja is. Ez utóbbiak a sok kapcsolódó fluoratom miatt stabilak, a kén-hexafluorid a könnyű központi atom miatt különösen közönbös.[126][127] A klór, bróm és jód a fluorral alkothatnak mono-, tri- és pentafluoridokat, de egyedül a jód képes heptafluoridot létrehozni - ez egyben az egyetlen hétligandumos interhalogén.[128]

Nemesgázokkal[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Xenon-tetrafluorid kristályok, 1962-ben fényképezve.

A nemesgázokról, mivel lezárt elektronhéjjal rendelkeznek, sokáig úgy gondolták, hogy nem lépnek reakcióba más elemekkel egészen 1962-ig, amikor Neil Bartlett először szintetizált sikeresen xenon-hexafluorplatinátot[129] Azóta sok más nemesgáz-vegyületet sikerült elkülöníteni, például xenon-difluoridot, -tetrafluoridot, -hexafluoridot és több oxifluoridot is.[130] A nemesgázok közül a kripton és a radon fluorral difluoridot alkot.[131][132][133] Argon hidrogén-fluoriddal extrém körülmények között reagál, argon-fluorohidrid keletkezése mellett.[32] A könnyebb nemesgázok fluoridjai kivételesen instabilak: a héliumnak és a neonnak egyáltalán nincsenek hosszabb élettartamú fluorvegyületeik,[134] neon-fluoridot még egyáltalán nem figyeltek meg.[135] Hélium-fluorohidridet nagy nyomáson és alacsony hőmérsékleten pár milliszekundumos időtartamra sikerült előállítani.[134]

Szerves vegyületek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Egymással nem elegyedő színezett víz és nála jóval sűrűbb perfluoropentán egy főzőpohárban. A rák és az aranyhal nem tudja átlépni a két folyadékréteg közti határt.

A szén-fluor kötés a legerősebb kötés a szerves kémiában,[136] ez adja a fluororganikus vegyületek nagy stabilitását.[137] A természetben szinte egyáltalán nem fordul elő, de számos mesterségesen előállított vegyület tartalmazza. A szerves fluorvegyületek nagy változatosságot mutatnak és a szerves kémia komplexitását tükrözik vissza.[78]

Egyedi molekulák[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az alkánok hidrogénatomjainak fokozatosan fluoratomokra való kicserélése a molekula számos tulajdonságát módosítja: az olvadás- és forráspont csökken, a sűrűség növekszik, a szénhidrogénekben való oldhatóság csökken, a molekula általános stabilitása pedig növekszik. A perfluorokarbonok, melyekben az összes hidrogént fluor helyettesít, a legtöbb szerves oldószerben oldhatatlanok és normális körülmények között egyedül folyékony ammóniában lévő nátriummal reagálnak.[138] Más, funkciós csoportokat tartalmazó szerves vegyületeknek is léteznek perfluorozott megfelelői, melyek a perfluorkarbonok sok tulajdonságát - például a nagy stabilitást és a hidrofóbiát - magukban hordozzák, közben a funkciós csoportjuk - leggyakrabban karboxilcsoport - megnöveli a reaktivitásukat, képessé téve őket arra, hogy különböző felületekhez hozzátapadjanak, vagy hogy felületaktív anyagként viselkedjenek.[139] A fluortartalmú felületaktív anyagok jobban képesek csökkenteni a víz felületi feszültségét, mint szénhidrogén-alapú megfelelőik.

Polimerek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fluortartalmú polimerek nagyobb stabilitással és magasabb olvadásponttal rendelkeznek, melyet a szénhidrogén-molekulákban a hidrogének fluorra való cseréjének köszönhetnek.[140] A Poli(tetrafluoroetilén) (vagy PTFE, Teflon) a legegyszerűbb fluoropolimer, a polietilén perfluorozott analógja, -CF2- szerkezeti egységekből épül fel. A PTFE a várható stabilitásnövekedést mutatja, de nagyon magas olvadáspontja miatt nehezen formázható,[141] annak ellenére, hogy a PTFE magasabb hőmérsékleten hőre lágyuló polimer. Számos PTFE-származék létezik, melyek könnyebben formázhatóak, viszont hőmérséklettűrésük alacsonyabb, például a fluorozott etilén-propilén, melyben néhány fluoratom trifluormetil-csoporttal van helyettesítve, vagy a nafion, ami szulfonsavcsoportban végződő perfluoréter oldalláncokat tartalmaz.[142][143] Néhány fluoropolimerben megmarad a hidrogénatomok egy része; a poli(vinilidén-fluorid)ban feleannyi, a poli(vinil-fluorid)ban negyedannyi fluor van, mint a PTFE-ben, de mindkettő a perfluorozott polimekhez hasonlóan viselkedik[144] A fluorpolimerek műszaki tulajdonságai nagyban függnek a feldolgozásuktól. A hőre lágyuló polimerek szokványos feldolgozási technikái - a kalanderezés, extrúzió, fröccsöntés - a fluorpolimerekre nem alkalmazhatók. Tipikus feldolgozási módjuk a magas hőmérsékleten és nagy nyomáson elvégzett por-zsugorítás (szinterezés), - ami a fémek porkohászatához hasonlóan porózus termékhez, mikro-porozitáshoz vezethet. A szinterezés társítható egyéb módszerekkel, majd forgácsolással.[145]

Előállítása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ipari[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ipari elektrolizáló cellák

Az egyetlen iparilag is alkalmazott módszer a kálium-fluorid (KF) száraz hidrogén-fluoridos (HF) oldatának elektrolízise. Az oldatban a fluor mint difluorid ion van jelen (KHF2). Az elektrolizáló cellák katódjaként az elektrolitot tartalmazó acélkádak szolgálnak, anódként pedig széntömböket alkalmaznak.[50][146] A folyamathoz megemelt hőmérséklet szükséges, a KF•2HF 70 celsius fokon olvad meg, az elektrolízis pedig 70-130 fokon zajlik. A Kálium-fluorid, mint katalizátor nélkülözhetetlen szerepet tölt be a reakcióban, mivel a tiszta HF nem elektrolizálható.[147][148] A fluorgáz az anódon, a hidrogéngáz pedig a katódon fejlődik.[149]

Az előállított fluor 200 °C alatt belül passzivált falú acéltartályokban tárolható, más esetben nikkelt használnak.[150] A szabályozószelepek és csövek nikkelből készülnek, az utóbbi készülhet monelből -egyfajta nikkelötvözetből.[151] Laboratóriumban üvegcső-rendszerben is szállítható fluor, alacsony nyomás és teljesen vízmentes környezet mellett[151], más források nikkel-monel-PTFE rendszerket javasolnak.[152]

Vegyi[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

1986-ban, a fluor felfedezésének századik évfordulóján rendezett konferencián Karl O. Christe bemutatott egy vegyi eljárást a fluor elektrolízis nélküli előállítádára. Azzal érvelt, hogy a fluorfejlesztésnek véghezvihetőnek kell lenni, mert néhány fém-fluorid anionnak nincs stabil, természetes párja; ezek savasodás helyett oxidációt idézhetnek elő. A reakció 150 °C-on, atmoszferikus nyomáson megy végbe, és a száraz folysav a közeg:

2 KMnO4 + 2 KF + 10 HF + 3 H2O2 → 2 K2MnF6 + 8 H2O + 3 O2
2 K2MnF6 + 4 SbF5 → 4 KSbF6 + 2 MnF3 + F2

Christe később megjegyezte, hogy a reagensek már több mint száz éve ismertek voltak, és akár Moissan is előállhatott volna ezzel a módszerrel.[153]

Felhasználása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Fluorra ipari mennyiségben szükség volt az atombomba kivitelezésénél, a második világháború idején. A természetes urán kis mennyiségben tartalmaz láncreakcióra képes 235U izotópot, és nagy mennyiségben 238U izotópot. Az izotópok szétválasztása elég nehéz művelet, mivel legtöbb tulajdonságuk megegyezik. Urán esetében urán-hexafluoridot (UF6) állítottak elő, amit felhevítve elpárologtattak, és ezt egy speciális rácson diffundáltatták át. Az 235U fluoridja gyorsabban diffundál, így „dúsított uránt” lehetett előállítani. Az újabb eljárás ugyancsak UF6-ot használ, de diffúzió helyett speciális centrifugálást alkalmaz (l. Iránban).
  • A félvezető ipar és az új nanotechnológia maratásra használja a fluorplazmát.
  • Egyes eljárások használják a hidrogén-fluoridot matt üveg előállítására (maratás).
  • Fluorozott polimereket használnak mint tapadásgátló bevonatokat: teflon.
  • A hűtőgépek még használják a freonokat hőszállító közegként. A freonok az ózon ellenségei, ezért mind kevésbé alkalmazzák. A freon negatív hatásáért nem a fluor a felelős, hanem a klór.
  • Ugyancsak elterjedten alkalmazták a freont tűzoltó-berendezésekben, az 1970-80-as években.
  • Az egészségügyben a fluor jelen van egyes érzéstelenítőkben, antibiotikumokban, gombaölőszerekben, adalékként egyes fogkrémekben, mint fogszuvasodást - állítólag - gátló szer. (A világ fejlettebb részén sokan már évtizedek óta kétségbe vonják a fogzománcba való beépülésének hasznosságát, az atomlobbi mesterkedésének tartják az ivóvízbe való beoldását, ui. a természetes fluor-tartalmú vizek fogyasztóinak foga nemhogy fehér nem lesz, hanem egyenesen megfeketedik![154][155][156][157]
  • A nátrium-fluoridot mint rovarirtót és patkányirtót használják.
  • A hatvanas években kísérletek folytak a fluornak rakéta-üzemanyagként történő alkalmazására. Mérgező és maró hatása miatt a kutatások abbamaradtak.
  • Speciális fertőtlenítőszerként is használják

Hatása az élővilágra[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az elemi fluor, a fluor-hidrogén és a vízben oldódó szervetlen fluoridok, nagyon mérgezőek és maró hatásúak. Ezért nagy elővigyázattal kell kezelni és kerülni, hogy a bőrre vagy a szembe kerüljenek. Mivel a fluor nagyon reaktív, és szerves anyaggal érintkezve abból hidrogént von el, és hidrogén-fluorid (HF) keletkezik, ez az első lépés a bőr roncsolásában. A HF, ellentétben más erős savakkal, a bőrfelületben egyre mélyebbre hatol, ez a második és veszélyesebb lépés a bőr roncsolásában. Ezt még fokozza az is, hogy az idegvégződések is károsodnak, és az első fázisokban az égés fájdalommentes. A hidrogén-fluorid reagálhat a csont kalciumjával, és idült csontkárosodást okoz. Ennél veszélyesebb a szervezetben lévő kalcium megkötése, ami szívritmuszavart okoz és szívmegállás következhet be. Ha a HF a bőrfelület 2,5%-át érinti (ez kb. 23 cm2), és nem mossák le azonnal bő vízzel, a sérült nyílt, nehezen gyógyuló sebeket szerez, ha még sikerül is túlélnie a balesetet.

Kapcsolódó szócikkek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Megjegyzések[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. Basilius Valentinus feltehetőleg már a késő 15. században leírta a fluoritot, de mivel jegyzeteit csak 200 évvel később fedezték fel, e munka valóságtartalma kétséges.[58][59][60]
  2. Davy, Gay-Lussac, Thénard, és az ír Thomas és George Knox is megsérült. A belga Paulin Louyet és a francia Jérôme Nicklès kémikus meghalt. Moissan szintén megtapasztalta a súlyos hidrogén-fluorid mérgezést.[64][73]
  3. A hivatalos indoklás szerint Moissan „a fluor izolálásáért és a róla elnevezett elektromos kemence felfedezéséért” kapta meg a díjat.
  4. A ZrSablon:Chem/dispAA04 olvadáspontja 932 °C,[97] A HfSablon:Chem/dispAA04 968 °C-on szublimál,[94] az USablon:Chem/dispAA04 pedig 1036 °C-on olvad[98]
  5. Ez a tizenhárom fém a molibdén, a technécium, a ruténium, a ródium, a volfrám, a rénium, az ozmium, az iridium, a platina, a polónium, az urán, a neptúnium és a plutónium.

Jegyzetek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights – Commission II.I of the International Union of Pure and Applied Chemistry, 2013. (Hozzáférés: 2013. október 13.)
  2. (1999.) „On the magnetic susceptibility of fluorine”. Journal of Physical Chemistry A 103 (15), 2861–2866. o. DOI:10.1021/jp9844720.  
  3. Szõkefalvi-Nagy Zoltán; Szabadváry Ferenc: A magyar kémiai szaknyelv kialakulása. A kémia története Magyarországon. Akadémiai Kiadó, 1972. (Hozzáférés: 2010. december 3.)
  4. Ringnens, Vivi (1989.). „Origin of the Names of Chemical Elements”. Journal of Chemical Education 66 (9), 731–736. o.  
  5. ^ a b Jaccaud et al. 2000, 381. o.
  6. Dean 1999, 564. o.
  7. Lide 2004, 10.137–10.138. o.
  8. Moore, Stanitski & Jurs 2010, p. 156.
  9. Cordero et al. 2008.
  10. Pyykkö & Atsumi 2009.
  11. ^ a b Greenwood & Earnshaw 1998, 804. o.
  12. Macomber 1996, p. 230
  13. ^ a b Jaccaud et al. 2000, 382. o.
  14. Nelson 1947.
  15. Lidin, Molochko & Andreeva 2000, 442–455. o.
  16. ^ a b Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 404. o.
  17. Patnaik 2007, 472. o.
  18. Aigueperse et al. 2000, 400. o.
  19. Greenwood & Earnshaw 1998, 76, 804. o.
  20. Kuriakose & Margrave 1965.
  21. Hasegawa et al. 2007.
  22. Lagow 1970, pp. 64–78.
  23. Navarrini et al. 2012.
  24. Lidin, Molochko & Andreeva 2000, 252. o.
  25. Tanner Industries 2011.
  26. Morrow, Perry & Cohen 1959.
  27. Emeléus & Sharpe 1974, p. 111.
  28. Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 457. o.
  29. Brantley 1949, p. 26.
  30. Jaccaud et al. 2000, 383. o.
  31. Pitzer 1975.
  32. ^ a b Khriachtchev et al. 2000.
  33. Burdon, Emson & Edwards 1987.
  34. Lide 2004, 4.12. o.
  35. ^ a b Dean 1999, 523. o.
  36. ^ a b Young 1975, 10. o.
  37. ^ a b Barrett, Meyer & Wasserman 1967.
  38. National Nuclear Data Center NuDat 2.1, Fluorine-19.
  39. Meusinger, Chippendale & Fairhurst 2012, pp. 752, 754.
  40. ^ a b National Nuclear Data Center NuDat 2.1.
  41. NUBASE 2003, p. 29.
  42. Cameron 1973.
  43. ^ a b c Croswell 2003.
  44. Clayton 2003, pp. 101–104.
  45. Renda et al. 2004.
  46. ^ a b Jaccaud et al. 2000, 384. o.
  47. Schulze-Makuch & Irwin 2008, p. 121.
  48. Haxel, Hedrick & Orris 2005.
  49. ^ a b c d Greenwood & Earnshaw 1998, 795. o.
  50. ^ a b Villalba, Ayres & Schroder 2008.
  51. Kelly & Miller 2005.
  52. Lusty et al. 2008.
  53. Gribble 2002.
  54. Richter, Hahn & Fuchs 2001, p. 3.
  55. ^ a b Schmedt, Mangstl & Kraus 2012.
  56. Greenwood Earnshaw 1998, 790. o.
  57. Senning 2007, 149. o.
  58. Stillman 1912.
  59. Principe 2012, 140, 145. o.
  60. Agricola, Hoover, Hoover 1912, lábjegyzetek és kommentárok, 38, 409, 430, 461, 608 o.
  61. Norwood-Fohs 1907, 52. o.
  62. Greenwood Earnshaw 1998, 109. o.
  63. Agricola, Hoover, Hoover 1912, előnézet, 380–381 o.
  64. ^ a b c d e Weeks 1932.
  65. Partington 1923.
  66. Marggraf 1770.
  67. ^ a b Kirsch 2004, 3-10. o.
  68. Scheele 1771.
  69. Ampère 1816.
  70. Davy 1813, 278. o.
  71. Banks 1986, 11. o.
  72. Storer 1864, 278-280. o.
  73. ^ a b c d Toon 2001.
  74. ^ a b Asimov 1966, 162. o.
  75. Greenwood Earnshaw 1998, 789–791. o.
  76. Moissan 1886.
  77. Viel-Goldwhite 1993, 35. o.
  78. ^ a b c Okazoe 2009.
  79. ^ a b Hounshell & Smith 1988, 156–157. o.
  80. DuPont 2013a.
  81. Meyer 1977, p. 111.
  82. Kirsch 2004, pp. 60–66.
  83. Riedel & Kaupp 2009.
  84. Harbison 2002.
  85. Edwards 1994, p. 515.
  86. Katakuse et al. 1999, p. 267.
  87. Aigueperse et al. 2000, 420–422. o.
  88. Storer 1864, pp. 278–280.
  89. Walsh 2009, pp. 99–102, 118–119.
  90. Emeléus & Sharpe 1983, 89–97. o.
  91. Babel & Tressaud 1985, pp. 91–96.
  92. Einstein et al. 1967.
  93. Brown et al. 2005, p. 144.
  94. ^ a b Perry 2011, p. 193.
  95. Kern et al. 1994.
  96. Lide 2004, 4.60, 4.76, 4.92, 4.96. o.
  97. Lide 2004, 4.96. o.
  98. Lide 2004, 4.92. o.
  99. Greenwood & Earnshaw 1998, 964. o.
  100. Becker & Müller 1990.
  101. Greenwood & Earnshaw 1998, 990. o.
  102. Lide 2004, 4.72, 4.91, 4.93. o.
  103. ^ a b Greenwood & Earnshaw 1998, 561–563. o.
  104. Emeléus & Sharpe 1983, 256–277. o.
  105. Mackay, Mackay & Henderson 2002, 355–356. o.
  106. Greenwood & Earnshaw 1998, (various pages, by metal in respective chapters).
  107. Lide 2004, 4.71, 4.78, 4.92. o.
  108. Drews et al. 2006.
  109. Greenwood & Earnshaw 1998, 819. o.
  110. Bartlett 1962.
  111. Pauling 1960, pp. 454–464.
  112. Atkins & Jones 2007, pp. 184–185.
  113. Emsley 1981.
  114. Greenwood & Earnshaw 1998, 812–816. o.
  115. Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 425. o.
  116. Chambers & Holliday 1975, pp. 328–329.
  117. Air Products and Chemicals 2004, 1. o.
  118. Noury, Silvi & Gillespie 2002.
  119. Chang & Goldsby 2013, p. 706.
  120. Ellis 2001, p. 69.
  121. Aigueperse et al. 2000, 423. o.
  122. Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 897. o.
  123. Raghavan 1998, pp. 164–165.
  124. Godfrey et al. 1998, p. 98.
  125. Aigueperse et al. 2000, 432. o.
  126. Murthy, Mehdi Ali & Ashok 1995, pp. 180–182, 206–208.
  127. Greenwood & Earnshaw 1998, 638–640, 683–689, 767–778. o.
  128. Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 435–436. o.
  129. Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 392–393. o.
  130. Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 395–397, 400. o.
  131. Lewars 2008, 68. o.
  132. Pitzer 1993, p. 111.
  133. Lewars 2008, 67. o.
  134. ^ a b Bihary, Chaban & Gerber 2002.
  135. Lewars 2008, 71. o.
  136. O'Hagan 2008.
  137. Siegemund et al. 2005, 444. o.
  138. Siegemund et al. 2005, 451–452. o.
  139. Salager 2002, p. 45.
  140. Carlson & Scmiegel 2005, 3. o.
  141. Carlson & Scmiegel 2005, 3–4. o.
  142. Rhoades 2008, p. 2.
  143. Okada et al. 1998.
  144. Carlson & Scmiegel 2005, 4. o.
  145. Czvikovszky Tibor, Gaál János, Nagy Péter. A polimertechnika alapjai. Műegyetemi Kiadó. ISBN 9789634206217 (2000) 
  146. Jaccaud et al. 2000, 386. o.
  147. Jaccaud et al. 2000, 384–285. o.
  148. Greenwood & Earnshaw 1998, 796–797. o.
  149. http://www.essentialchemicalindustry.org/chemicals/fluorine.html
  150. Jaccaud et al. 2000, 384–385. o.
  151. ^ a b Jaccaud et al. 2000, 390–391. o.
  152. Shriver & Atkins 2010, p. 427.
  153. Christe Research Group n.d.
  154. http://fluoridealert.org/articles/wastenot414/ Fluorid, fogak és atombomba
  155. http://www.tenyek-tevhitek.hu/fluor-veszelyessege.htm A túl sok fluor káros a fogakra is!
  156. http://www.origo.hu/egeszseg/20130304-kelle-felni-a-fluortol.html Kell-e félni a fluortól?
  157. http://www.fluoridefreewater.ie/ Fluoride free water

Fordítás[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ez a szócikk részben vagy egészben a fluorine című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.