Khác biệt giữa các bản “Fluor”

hiệu đính
(hiệu đính)
|electrons per shell=2, 7
|color=Vàng nhạt
|phase=ThểChất khí
|phase comment=
|density gplstp=1,696
|QID=Q650
}}
'''Fluor''' (danh pháp cũ: '''flo''') là một [[nguyên tố hóa học]] có ký hiệu là '''F''' và [[số hiệu nguyên tử]] là 9. Đây là [[halogen]] nhẹ nhất và tồn tại dưới dạng chất khí rất độc, màu vàng nhạt ở [[điều kiện tiêu chuẩn]]. Do có [[độ âm điện]] cao nhất, fluor hoạt động hóa học rất mạnh: phản ứng với hầu hết các nguyên tố khác, bao gồm một số [[khí hiếm]], để tạo thành các hợp chất với fluor.
 
Trong các nguyên tố, fluor là nguyên tố phổ biến thứ 24 trong vũ trụ và thứ 13 trong lớp [[vỏ Trái Đất]]. [[Fluorit]], nguồn khoáng vật cơ bản của fluor và được lấy làm tên nguyên tố, được mô tả lần đầu tiên vào năm 1529; vì nó được cho thêm vào quặng kim loại để làm hạ [[điểm nóng chảy]] trong [[nấu luyện]] nên từ ''fluo'', có nghĩa là "dòng chảy" trong [[tiếng Latinh]], được lấy làm tên của khoáng vật này. Được cho là một nguyên tố hóa học vào năm 1810, fluor lúc bấy giờ là một chất gây nguy hiểm và khó phân lập từ các hợp chất của nó, và một số nhà khoa học thời điểm đó bị thương tật hoặc tử vong khi cố gắng thực hiện thí nghiệm này. Phải đến năm 1886, nhà hóa học người [[Pháp]] [[Henri Moissan]] mới phân lập được nguyên tố fluor qua [[điện phân]] ở nhiệt độ thấp, một quá trình vẫn còn được áp dụng trong sản xuất hiện đại. Công cuộc sản xuất khí fluor trong công nghiệp để [[làm giàu uranium|làm giàu urani]], một trong những ứng dụng lớn nhất của fluor, bắt đầu từ [[dự án Manhattan]] trong [[Chiến tranh thế giới thứ hai]].
Nguyên tử fluor có 9 electron, ít hơn 1 so với [[neon]], và có [[cấu hình electron]] là 1s<sup>2</sup>2s<sup>2</sup>2p<sup>5</sup>: hai electron ở lớp trong đã được lấp đầy và bảy ở lớp ngoài cùng, cần thêm một electron lấp vào. Các electron ngoài cùng bị vô hiệu hóa tại [[Hiệu ứng lá chắn|lá chắn]] nguyên tử và có [[điện tích hạt nhân hữu hiệu]] ở mức cao, bằng 9 − 2 = '''7'''; đặc điểm này làm ảnh hưởng đến tính chất vật lý của nguyên tử.{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=381}}
 
[[Năng lượng ion hóa|Năng lượng ion hóa thứ nhất]] của fluor cao thứ ba trong tất cả các nguyên tố chỉ sau [[heli]] và neon,{{sfn|Dean|1999|p=564}} làm phức tạp thêm quá trình tách electron từ nguyên tử fluor trung hòa. Nó cũng có [[ái lực điện tử|ái lực electron]] cao, đứng thứ hai chỉ sau chlor,{{sfn|Lide|2004|pp=10.137–10.138}} và có xu hướng lấy một electron để trở thành nguyên tử ở trạng thái bền vững có cùng số electron với khí hiếm neon;{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=381}} nó có [[độ âm điện]] cao nhất trong tất cả các nguyên tố.<ref>{{harvnb|Moore|Stanitski|Jurs|2010|p=[https://books.google.com/?id=ZOm8L9oCwLMC&pg=PA156 156]}}.</ref> Nguyên tử fluor có [[bán kính liên kết cộng hóa trị]] nhỏ, khoảng 60 [[picômét|picomet]], gần bằng với hai nguyên tố lân cận trong cùng [[Chu kỳ (bảng tuần hoàn)|chu kỳ]] là [[oxy]] và neon.<ref name="CSD">{{Harvnb|Cordero và đồng nghiệp|2008}}.</ref><ref>{{Harvnb|Pyykkö|Atsumi|2009}}.</ref>{{refn|Các tài liệu còn mâu thuẫn với nhau về bán kính của nguyên tử oxy, fluor và neon. Do đó sự so sánh chính xác là không thể có được.|group="gc"|}}{{clear left}}
 
=== Khả năng phản ứng ===
{{Chính|Hợp chất của fluor}}
{{Phương tiện thông tin ngoài|width=240px|float=left|video1=[https://www.youtube.com/watch?v=vtWp45Eewtw Ngọn lửa sáng] trong phản ứng của fluor|video2=Fluor [https://www.youtube.com/watch?v=TLOFaWdPxB0 phản ứng với xesi]}}
[[Năng lượng liên kết]] của difluor F<sub>2</sub> nhỏ hơn rất nhiều so với [[Clo|Cl<sub>2</sub>]] hoặc [[Brom|Br<sub>2</sub>]] và gần bằng với liên kết [[peroxit|peroxide]] dễ gãy đôi; đặc điểm này, cùng với độ âm điện cao, là lý do làm fluor dễ bị phân ly, hoạt động hóa học rất mạnh, và tạo liên kết bền với các nguyên tử nguyên tố khác.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=804}}<ref>{{harvnb|Macomber|1996|p=[https://books.google.com/books?id=HyuogOtzoaYC&pg=PA230 230]}}</ref> Ngược lại, liên kết giữa fluor với các nguyên tử khác là rất bền do nó có độ âm điện cao. Một số chất trơ như bột thép, mảnh kính, và sợi [[amiăng]] phản ứng nhanh với khí fluor lạnh; gỗ và nước tự bốc cháy dưới tia khí fluor.{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=382}}<ref name="pop mechanics F reactivity">{{harvnb|Nelson|1947}}.</ref> Phản ứng của nguyên tố fluor với kim loại yêu cầu điều kiện khác nhau. [[Kim loại kiềm]] gây nổ và [[kim loại kiềm thổ]] thể hiện phản ứng mãnh liệt ở dạng khối; để tránh [[sự thụ động hóa]] từ việc tạo thành lớp fluoride kim loại, phần lớn các kim loại khác như nhôm và sắt phải được nghiền bột,{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=804}} và [[Kim loại quý (hóa học)|kim loại quý]] cần khí fluor tinh khiết ở nhiệt độ 300–450&nbsp;°C (575–850&nbsp;°F).{{sfn|Lidin|Molochko|Andreeva|2000|pp=442–455}} Một số phi kim rắn như [[lưu huỳnh]] và [[phosphor]] phản ứng mãnh liệt trong fluor lỏng ở nhiệt độ không khí.{{sfn|Wiberg|Wiberg|Holleman|2001|p=404}} [[Hyđro sunfua|Hydro sulfide]]{{sfn|Wiberg|Wiberg|Holleman|2001|p=404}} và [[Lưu huỳnh điôxít|lưu huỳnh dioxide]]{{sfn|Patnaik|2007|p=472}} dễ phản ứng với fluor tạo thành hợp chất; [[Axit sulfuric|acid sulfuric]] có phản ứng ở mức độ yếu hơn nhiều, yêu cầu nhiệt độ cao.{{sfn|Aigueperse và đồng nghiệp|2000|p=400}}
 
[[Hyđrô|Hydro]], giống như một số kim loại kiềm khác, khi phản ứng với fluor sẽ gây nổ.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|pp=76, 804}} [[Cacbon|Carbon]] dưới dạng [[muội đèn]] phản ứng ở [[nhiệt độ phòng]] sinh ra [[fluormethan]]. Than chì kết hợp với fluor ở nhiệt độ trên 400&nbsp;°C (750&nbsp;°F) để tạo thành [[carbon monofluoride]] [[Hợp chất phi thức|phi thức]]; ở nhiệt độ cao hơn, phản ứng còn sinh ra khí fluorocarbon và đôi lúc gây nổ.<ref name="Kuriakose, A. K.">{{harvnb|Kuriakose|Margrave|1965}}.</ref> [[Carbon dioxide]] và [[cacbon monoxit|carbon monoxide]] phản ứng ở nhiệt độ bằng hoặc cao hơn một chút so với nhiệt độ phòng,<ref name="Hasegawa, Yasuo">{{harvnb|Hasegawa và đồng nghiệp|2007}}.</ref> trong khi [[parafin]] và các chất hữu cơ khác tạo phản ứng mạnh:<ref>{{harvnb|Lagow|1970|pp=64–78}}.</ref> thậm chí, các [[haloalkan]] đã thế hết nguyên tử hydro như [[carbon tetrachloride]], những chất thường không bắt lửa, có thể phát nổ.<ref name="Navarini, Walter">{{harvnb|Navarini và đồng nghiệp|2012}}.</ref> Mặc dù nitơ trifluoride trơ về mặt hóa học, [[nitơ]] cần được [[Dòng điện trong chất khí|phóng điện]] ở nhiệt độ cao để phản ứng với fluor xảy ra do [[liên kết ba]] rất bền trong phân tử [[nitơ]];{{sfn|Lidin|Molochko|Andreeva|2000|p=252}} [[amonia]] có thể phản ứng gây nổ.<ref name="Anhydrous ammonia MSDS">{{Harvnb|Tanner Industries|2011}}.</ref><ref name="Scott I. Morrow">{{harvnb|Morrow|Perry|Cohen|1959}}.</ref> Oxy không kết hợp với fluor ở điều kiện môi trường xung quanh, nhưng có thể phản ứng được khi phóng điện ở nhiệt độ và áp suất thấp; sản phẩm tạo ra thường bị phân hủy thành các nguyên tố cấu tạo nên chúng khi đun nóng.<ref name="Emeléus Sharpe 1974 111">{{harvnb|Emeléus|Sharpe|1974|p=[https://books.google.com/books?id=qi0vujzNSz4C&pg=PA111 111]}}.</ref>{{sfn|Wiberg|Wiberg|Holleman|2001|p=457}}<ref>{{harvnb|Brantley|1949|p=[https://books.google.com/books?id=Yo7r_1qJG2gC&pg=PA26-IA83 26]}}.</ref> Các halogen nặng hơn{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=383}} cũng như khí hiếm [[radon]]<ref>{{harvnb|Pitzer|1975}}.</ref> dễ phản ứng với fluor; trong các khí hiếm khác, chỉ có [[xenon]] và [[krypton]] là có thể phản ứng được, nhưng phản ứng đó chỉ xảy ra trong điều kiện đặc biệt.<ref name="Khriachtchev và đồng nghiệp 2000">{{harvnb|Khriachtchev và đồng nghiệp|2000}}.</ref>
=== Đồng vị ===
{{Chính|Đồng vị của fluor}}
[[Đồng vị]] ổn định <sup>19</sup>F là đồng vị duy nhất của fluor tồn tại trong tự nhiên.<ref>{{Harvnb|National Nuclear Data Center|NuDat 2.1|loc=[http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/reCenter.jsp?z=9&n=10 Fluorine-19]}}.</ref> Nó có [[tỷ số hồi chuyển từ]] cao{{refn|Tỷ số giữa mô men động lượng và mô men lưỡng cực từ được gọi là tỷ số hồi chuyển từ. "Một hạt nhân nào đó, với nhiều mục đích khác nhau, có thể liên tưởng là đang quay quanh một trục giống như Trái Đất hoặc một con quay. Về mặt tổng quát, chuyển động quay này cung cấp cho chúng mô men động lượng và mô men lưỡng cực từ; thứ nhất là do khối lượng của chúng, thứ hai là vì tất cả hoặc một phần điện tích của chúng có thể quay theo vật chất đó."<ref>{{harvnb|Vigoureux|1961}}.</ref>|group="gc"}} và độ nhạy đặc biệt với từ trường, và vì là đồng vị ổn định duy nhất nên nó được sử dụng trong [[chụp cộng hưởng từ]].<ref>{{harvnb|Meusinger|Chippendale|Fairhurst|2012|pp=752, 754}}.</ref> Có 17 [[đồng vị phóng xạ]] với [[số khối]] từ 14 đến 31 đã được tổng hợp, trong đó <sup>18</sup>F là đồng vị ổn định nhất với [[chu kỳ bán rã]] là 109,77 phút. Các đồng vị phóng xạ khác có chu kỳ bán rã dưới 70 giây; trong đó, đa số bị phân rã trong vòng dưới nửa giây.<ref name="isotopes">{{Harvnb|National Nuclear Data Center|NuDat 2.1}}.</ref> CácHai đồng vị <sup>17</sup>F và <sup>18</sup>F trải qua quá trình [[Phát xạ positron|phân rã β<sup>+</sup>]] và [[bắt giữ electron]], các đồng vị nhẹ hơn phân rã qua [[phát xạ proton]], và các đồng vị nặng hơn <sup>19</sup>F đi qua quá trình phân rã β<sup>−</sup> (riêng các đồng vị nặng nhất qua [[phát xạ neutron]] chậm).<ref name="isotopes" /><ref>{{harvnb|''NUBASE''|2016|p=030001-23—030001-27}}.</ref> Fluor có hai [[đồng phân hạt nhân|đồng phân siêu bền]] đã biết là <sup>18m</sup>F với chu kỳ bán rã 162(7) phần tỷ giây, và <sup>26m</sup>F với chu kỳ bán rã 2,2(1) phần nghìn giây.<ref>{{harvnb|''NUBASE''|2016|pp=030001-24, 030001-26}}.</ref>
 
== Phổ biến ==
* trong [[siêu tân tinh loại II]], việc các hạt [[neutrino]] bắn phá vào các nguyên tử neon làm chúng chuyển hóa thành fluor;
* gió Mặt Trời của các [[sao Wolf–Rayet]] có thể đã thổi fluor ra khỏi bất kỳ nguyên tử hydro hoặc heli nào; hoặc
* fluor bị rẽ ra trong cácnhững dòng đối lưu bắt nguồn từ sự nóng chảy trong các ngôi sao [[nhánh tiệm cận khổng lồ]].
 
=== Trái Đất ===
Fluor là nguyên tố phổ biến thứ 13 trên [[vỏ Trái Đất]], chiếm khoảng 600–700&nbsp;ppm (phần triệu) về khối lượng.{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=384}} Nguyên tố fluor trên khí quyển Trái Đất có thể phản ứng dễ dàng với [[hơi nước]], dẫn đến nó không phổ biến trong tự nhiên;<ref>{{Harvnb|Schulze-Makuch|Irwin|2008|p=121}}.</ref><ref>{{Harvnb|Haxel|Hedrick|Oris|2005}}.</ref> nó chỉ được tìm thấy dưới dạng khoáng vật hỗn hợp, trong đó [[fluorit]], [[fluorapatite]] và [[cryôlit|cryolite]] có tầm quan trọng lớn nhất trong công nghiệp.{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=384}}{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=795}} Fluorit ([[Calci fluoride|CaF<sub>2</sub>]]), một khoáng vật đa dạng về màu sắc và phổ biến trên thế giới, là nguồn chủ yếu dùng để sản xuất fluor; Trung Quốc và Mexico là cácnhững nhà cung cấp hàng đầu. Hoa Kỳ từng là quốc gia dẫn đầu về chiết tách fluor vào đầu thế kỷ 20 nhưng đã chấm dứt khai thác vào năm 1995.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=795}}<ref name="KGS fluorite terminology">{{harvnb|Norwood|Fohs|1907|p=[https://archive.org/stream/bulletin01kentgoog#page/n94/mode/2up 52]}}.</ref><ref name="AcountF">{{harvnb|Villalba|Ayres|Schroder|2008}}.</ref><ref name="historical fluorspar statistics">{{Harvnb|Kelly|Miller|2005}}.</ref><ref name="UK fluorspar">{{Harvnb|Lusty và đồng nghiệp|2008}}.</ref> Mặc dù fluorapatite (Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>F) chiếm tỷ lệ fluor nhiều nhất trên toàn thế giới, nhưng fluor chỉ chiếm 3,5% khối lượng phân tử, nghĩa là nó phần lớn được sử dụng dưới dạng phosphat. Tại Hoa Kỳ một lượng nhỏ hợp chất của fluor được tạo ra qua [[acid hexafluorosilixic(IV)]], một sản phẩm phụ của công nghiệp phosphat.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=795}} Cryolite (Na<sub>3</sub>AlF<sub>6</sub>), một khoáng vật từng được sử dụng trực tiếp trong sản xuất nhôm, là loại hiếm và đặc nhất trong ba loại khoáng vật. Mỏ khai thác thương mại chính ở bờ Tây Greenland đóng cửa vào năm 1987, và hiện tại phần lớn cryolite đều được tạo ra bằng phương pháp tổng hợp.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=795}}
{| cellpadding="3" style="margin:1em auto 1em auto; text-align:center;"
| colspan="3" style="text-align:center;" |'''Các loại khoáng vật chứa fluor chủ yếu'''
|Cryolite
|}
Một số khoáng vật khác như [[topaz]] có chứa fluor. Fluoride, khác với các halide khác, không tan và không tồn tại ở nồng độ thích hợp trong nước muối để có thể được thương mại hóa.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=795}} Một lượng nhỏ chất hữu cơ của fluor có nguồn gốc không rõ ràng đã được phát hiện trong các vụ phun trào núi lửa và trong các suối nước nóng.{{sfn|Gribble|2002}} Sự tồn tại khí fluor trong tinh thể, dựa vào mùi của [[antozonite]] nghiền, là vấn đề còn gây tranh cãi;<ref>{{Harvnb|Richter|Hahn|Fuchs|2001|p=3}}.</ref><ref name="Elementar2">{{Harvnb|Schmedt|Mangstl|Kraus|2012}}.</ref> một nghiên cứu năm 2012 báo cáo sự tồn tại của 0,04% F<sub>2</sub> trong antozonite về khối lượng, cho rằng cácnhững [[bao thể]] này là do bức xạ có từ sự tồn tại lượng nhỏ [[urani]].<ref name="Elementar2" />
 
== Lịch sử ==
Năm 1529, [[Georgius Agricola]] mô tả fluorit là một phụ gia được sử dụng để làm giảm nhiệt độ nóng chảy của kim loại trong quá trình [[nấu luyện]].{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=790}}<ref name="assassinated">{{harvnb|Senning|2007|p=[https://books.google.com/?id=Fl4sdCYrq3cC&pg=PA149 149]}}.</ref>{{refn|[[Basilius Valentinus]] được cho là đã mô tả được fluorit vào cuối thế kỷ 15, nhưng vì bút tích của ông chỉ được tìm thấy 200 năm sau nên độ chính xác của nó là đáng ngờ.<ref name="PopSci">{{Harvnb|Stillman|1912}}.</ref><ref>{{harvnb|Principe|2012|pp=140, 145}}.</ref><ref>{{Harvnb|Agricola|Hoover|Hoover|1912|loc=phần chú thích và bình luận, tr. xxx, 38, 409, 430, 461, 608}}.</ref>|group="gc"|}} Ông dùng từ Latinh ''fluorés'' (''fluo'', dòng chảy) để chỉ đá fluorit. Tên này sau đó trở thành ''fluorspar'' (hiện còn được dùng phổ biến) và tiếp đến là ''fluorite''.<ref name="KGS fluorite terminology" />{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|p=109}}<ref>{{Harvnb|Agricola|Hoover|Hoover|1912|loc=lời nói đầu, tr.&nbsp;[https://archive.org/stream/georgiusagricola00agririch#page/380/mode/2up 380–381]}}.</ref> Thành phần của fluorit về sau được xác định là [[calci fluoride]].<ref name="Weeks">{{harvnb|Weeks|1932}}.</ref>
 
[[Acid hydrofluoric]] được sử dụng trong [[khắc kính]] từ sau năm 1720.{{refn|Hoặc có lẽ sớm nhất là từ sau năm 1670; Partington<ref name=Partington>{{harvnb|Partington|1923}}.</ref> và Weeks<ref name="Weeks"/> đưa ra các mốc thời gian khác nhau.|group="gc"|}} [[Andreas Sigismund Marggraf]] lần đầu tiên xác định được đặc tính của hợp chất này vào năm 1764 khi đun nóng fluorit với acid sulfuric, và dung dịch thu được làm ăn mòn bình thủy tinh chứa nó.<ref>{{harvnb|Marggraf|1770}}.</ref><ref name="ModFcchem">{{harvnb|Kirsch|2004|pp=3–10}}.</ref> Nhà hóa học người Thụy Điển [[Carl Wilhelm Scheele]] lặp lại thí nghiệm này vào năm 1771 và gọi tên sản phẩm thu được là ''fluss-spats-syran'' (hay ''fluorspar acid'' trong tiếng Anh).<ref name="ModFcchem" /><ref>{{harvnb|Scheele|1771}}.</ref> Năm 1810, nhà vật lý người Pháp [[André-Marie Ampère]] đặt giả thiết rằng hydro và một nguyên tố tương tự với chlor tạo nên acid fluorhydrichydrofluoric.<ref>{{harvnb|Ampère|1816}}.</ref> Ba năm sau, [[Humphry Davy|Sir Humphry Davy]] đề xuất gọi tên nguyên tố đó là ''fluorine'' từ tên tiếng Anh ''fluoric acid'' và hậu tố ''-ine'' của các halogen khác, dựa trên tên gọi do Ampère đặt ra trong thư gửi ông vào ngày 26 tháng 8 năm 1812.<ref>{{Harvnb|Ampère|1812}}.</ref>{{sfn|Davy|1813|p=[https://books.google.com/books?id=dhdGAAAAMAAJ&pg=PA278 278]}}<ref>{{Harvnb|Tressaud|2019|p=[https://books.google.com/books?id=kslaDwAAQBAJ&pg=PA3 3]}}.</ref> Từ này được sử dụng trong nhiều ngôn ngữ châu Âu; tiếng Hy Lạp, tiếng Nga, và một số ngôn ngữ khác (sau giả thiết của Ampère) sử dụng tên ''ftor'' hoặc các tên gọi dẫn xuất của nó, bắt nguồn từ từ φθόριος (''phthorios'', phá hủy).{{sfn|Banks|1986|p=11}} Từ ''fluorum'' trong tiếng Latinh hiện đại đã dẫn đến ký hiệu nguyên tố là F như hiện tại; ký hiệu Fl từng xuất hiện trong các tài liệu trước đây.<ref name="dissolve">{{harvnb|Storer|1864|pp=[https://books.google.com/books?id=KPyLb5f-p4EC&pg=PA278 278–280]}}.</ref>{{refn|Fl, kể từ năm 2012, được dùng làm ký hiệu của nguyên tố [[flerovi]].|group="gc"|}}
 
=== Phân lập ===
Các nghiên cứu ban đầu về fluor nguy hiểm đến mức một số nhà thí nghiệm thế kỷ 19 được gọi là "nhà tử đạo fluor" sau khi gặp điều không may với acid fluorhydrichydrofluoric.{{refn|[[Humphry Davy|Davy]], [[Joseph Louis Gay-Lussac|Gay-Lussac]], [[Louis Jacques Thénard|Thénard]] cùng hai nhà hóa học Thomas và George Knox người Ireland bị thương tật. Nhà hóa học Paulin Louyet người Bỉ và Jérôme Nicklès người Pháp tử vong. Moissan cũng bị ngộ độc hydro fluoride nặng.<ref name="Weeks"/><ref name="Toon"/>|group="gc"|}} Việc phân lập nguyên tố fluor gặp trở ngại bởi tính ăn mòn cực mạnh của chính nguyên tố đó và hydro fluoride, cũng như việc thiếu đi một [[Chất điện li|chất điện ly]] đơn giản và thích hợp.<ref name="Weeks" /><ref name="Toon">{{harvnb|Toon|2011}}.</ref> [[Edmond Frémy]] đặt giả thuyết rằng việc [[điện phân]] hydro fluoride tinh khiết để sinh ra fluor là điều khả thi và nghĩ ra một phương pháp để tạo ra cácnhững mẫu khan từ [[kali bifluoride]] đã acid hóa; nhưng thay vào đó, ông phát hiện khí hydro fluoride (khô) thu được [[Chất cách điện|không dẫn điện]].<ref name="Weeks" /><ref name="Toon" /><ref name="Asimov">{{harvnb|Asimov|1966|p=162}}.</ref> [[Henri Moissan]], một cựu học trò của Frémy, giữ kiên nhẫn và sau nhiều lần thử và sai thì phát hiện ra rằng hỗn hợp kali hydrofluoride và hydro fluoride khô có tính dẫn điện, cho phép quá trình điện phân được diễn ra. Để chống lại tính ăn mòn nhanh của bạch kim trong các [[pin điện hóa]], ông làm lạnh phản ứng đến nhiệt độ cực thấp trong một bình chứa đặc biệt và chế tạo pin từ hỗn hợp bạch kim và [[iridi]] có sức chống chịu cao hơn, đồng thời sử dụng nút bít fluorit.<ref name="Toon" />{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|pp=789–791}} Năm 1886, sau 74 năm nỗ lực của nhiều nhà hóa học, Moissan phân lập thành công nguyên tố fluor.<ref name="Asimov" /><ref name="qwen">{{harvnb|Moissan|1886}}.</ref>
 
Năm 1906, hai tháng trước khi qua đời, Moissan được trao giải [[Nobel hóa học|Nobel Hóa học]],<ref name="Chem Nobel laureates">{{harvnb|Viel|Goldwhite|1993|p=[https://books.google.com/books?id=jEy67gEvIuMC&pg=PA35 35]}}.</ref> với lời tuyên dương rằng để:<ref name="Toon" />
{{Chính|Hydro fluoride|acid hydrofluoric}}
[[Tập tin:Boiling-points Chalcogen-Halogen.svg|lang=vi|nhỏ|Biểu đồ điểm sôi của các hydro halide và chalcogenide, cho thấy các giá trị cao bất thường đối với hydro fluoride và nước]]
Hydro kết hợp với fluor để tạo thành hydro fluoride, trong đó các phân tử rời rạc tập trung thành cụm bằng liên kết hydro, tương đồng với nước hơn so với [[hydro chloride]].<ref name="Pauling HF hydrogen bonds">{{harvnb|Pauling|1960|pp=[https://books.google.com/books?id=L-1K9HmKmUUC&pg=PA454 454–464]}}.</ref><ref name="Atkins HF">{{harvnb|Atkins|Jones|2007|pp=184–185}}.</ref><ref name="New Scientist HF">{{harvnb|Emsley|1981}}.</ref> Nó sôi tại nhiệt độ cao hơn nhiều so với các hydro halide nặng hơn và bị [[Độ trộn lẫn|trộn lẫn]] hoàn toàn với nước, khác với các hydro halide này.{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|pp=812–816}} Hydro fluoride dễ bị hydrat hóa khi tiếp xúc với nước để tạo thành dung dịch hydro fluoride, hay còn gọi là acid fluorhydrichydrofluoric. Không giống các acid hydrohalogenichydrohalic khác, vốn đều các [[axit mạnh|acid mạnh]], acid fluorhydrichydrofluoric là một [[axit yếu|acid yếu]] ở nồng độ thấp,{{sfn|Wiberg|Wiberg|Holleman|2001|p=425}}{{refn|Xem thêm phần giải thích của Clark.<ref>{{Harvnb|Clark|2002}}.</ref>|group="gc"}} có [[Hằng số điện li axit|hằng số điện ly acid]] p''K''<sub>a</sub> bằng 3,17 ở 25&nbsp;°C.<ref>{{Harvnb|Smith|Martell|1976|p=96}}.</ref> Tuy nhiên, nó có thể làm ăn mòn thủy tinh, điều mà các acid khác không thể làm được.<ref name="H+">{{harvnb|Chambers|Holliday|1975|pp=328–329}}.</ref>
 
=== Phi kim dễ phản ứng khác ===
==== Phân tử rời rạc ====
{{Chính|Fluorocarbon|Hợp chất perfluor hóa}}
Sự thay thế liên tục các nguyên tử hydro trong một [[ankan|alkane]] bằng các nguyên tử fluor làm biến đổi tính chất hóa học của nó một cách từ từ: điểm nóng chảy và điểm sôi giảm xuống, khối lượng riêng tăng lên, tính tan trong các hydrocarbon giảm và tính bền tổng thể tăng. Perfluorocarbon,{{refn|''Perfluorocarbon'' và ''fluorocarbon'' là hai từ đồng nghĩa trong [[IUPAC]] chỉ các phân tử chỉ chứa carbon và fluor, nhưng thông thường ''fluorocarbon'' còn có thể dùng để chỉ bất kỳ phân tử nào chứa carbon và fluor, và có thể có thêm các nguyên tố khác.|group="gc"}} những chất trong đó các nguyên tử hydro bị thay thế hết, không tan trong phần lớn dung môi hữu cơ, chỉ xảy ra phản ứng với natri trong amonia lỏng ở điều kiện xung quanh.{{sfn|Siegemund và đồng nghiệp|2005|pp=451–452}}
 
Thuật ngữ ''[[hợp chất perfluor hóa]]'' được dùng cho những hợp chất vốn có thể là perfluorocarbon nếu không phải do sự xuất hiện của một [[nhóm chức]],<ref>{{harvnb|Barbee|McCormack|Vartanian|2000|p=[https://books.google.com/books?id=EdzO0aUxDJkC&pg=PA116 116]}}.</ref>{{refn|Thuật ngữ này (''perfluorinated compound'' trong tiếng Anh) là chưa chính xác, và thuật ngữ ''vật chất perfluor hóa'' (''perfluorinated substance'') cũng được sử dụng.<ref>{{harvnb|Posner và đồng nghiệp|2013|pp=[https://books.google.com/books?id=dthjVAGP-XIC&pg=PA187&dq=%22Perfluorinated+compounds,+hydrocarbons+that+are+fully+fluorinated+except+for+one+functional+group%22 187–190]}}.</ref>|group="gc"}} thường là [[axit carboxylic|acid carboxylic]]. Các hợp chất này cũng có nhiều tính chất tương tự như perfluorocarbon, chẳng hạn như tính bền và tính [[kỵ nước]],<ref name="fluorotelomer">{{harvnb|Posner|2011|p=27}}.</ref> trong khi nhóm chức làm tăng khả năng phản ứng của chúng, cho phép chúng bám vào bề mặt hoặc trở thành [[chất hoạt động bề mặt]];<ref name="Salager2002">{{Harvnb|Salager|2002|p=45}}.</ref> đặc biệt, [[chất hoạt động bề mặt fluor hóa]] có thể làm giảm [[sức căng bề mặt]] của nước nhiều hơn so với các đồng đẳng dựa trêngốc hydrocarbon của chúng. [[Fluorotelome]], những chất có một vài nguyên tử carbon chưa bị fluor hóa gần nhóm chức, cũng được xem là hợp chất perfluor hóa.<ref name="fluorotelomer" />
 
==== Polyme ====
Polyme cũng thể hiện tính bền tăng dần do sự thay thế các nguyên tử hydro bằng fluor trong các phân tử rời rạc; điểm nóng chảy của chúng cũng thường tăng lên như vậy.{{sfn|Carlson|Schmiegel|2000|p=3}} [[Polytetrafluoroethylen]] (PTFE), loại fluoropolyme đơn giản nhất và là đồng đẳng perfluoro của [[polyethylene]] với [[đơn vị cấu trúc]] là –CF<sub>2</sub>–, thể hiện sự thay đổi này theo dự đoán, nhưng điểm nóng chảy rất cao của nó làm nó khó có thể được dập khuôn.{{sfn|Carlson|Schmiegel|2000|pp=3–4}} Một số dẫn xuất PTFE chịu được nhiệt độ thấp hơn nhưng dễ dập khuôn hơn: nhựa [[Etylen propylen fluor hóa|FEP]] thay một số nguyên tử fluor bằng nhóm [[trifluorometyl]], nhựa [[Perfluoroalkoxy alkane|PFA]] làm tương tự với nhóm [[trifluoromethoxy]],{{sfn|Carlson|Schmiegel|2000|pp=3–4}} và [[Nafion]] chứa các xích bên perfluoroete kết thúc bằng nhóm [[axit sulfonic|acid sulfonic]].<ref>{{harvnb|Rhoades|2008|p=[https://books.google.com/books?id=k3AoGn0upf0C&pg=PA2 2]}}.</ref><ref>{{harvnb|Okada và đồng nghiệp|1998}}.</ref> Một số fluoropolyme khác vẫn giữ lại một vài nguyên tử hydro; [[polyvinylidene fluoride]] chứa lượng nguyên tử fluor bằng một nửa của PTFE và [[polyvinyl fluoride]] chứa lượng bằng một phần tư, nhưng cả hai đều có tính chất giống polyme perfluor hóa.{{sfn|Carlson|Schmiegel|2000|p=4}}
 
== Sản xuất ==
=== Trong công nghiệp ===
[[Tập tin:Fluorine cell room.jpg|nhỏ|Phòng chứa fluor công nghiệp ở thành phố Preston, hạt [[Lancashire]], [[Anh]]]]
Phương pháp của Moissan được áp dụng để sản xuất fluor trong công nghiệp, thông qua điện phân hỗn hợp kali fluoride/hydro fluoride: các ion hydro và ion fluoride được khử và oxy hóa tại một thùng chứa bằng thép làm [[catốt|cathode]] và một khối carbon làm [[anode]] dưới dòng điện 8–12 vôn để tạo ra khí hydro và khí fluor.<ref name="AcountF" />{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=386}} Nhiệt độ sau đó được tăng lên, KF•2HF nóng chảy ở 70&nbsp;°C (158&nbsp;°F) và được điện phân ở 70–130&nbsp;°C (158–266&nbsp;°F). KF, chất dùng làm xúc tác, là cần thiết vì HF tinh khiết không thể điện phân được.<ref name="ModFcchem" />{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|pp=384–385}}{{sfn|Greenwood|Earnshaw|1998|pp=796–797}} Fluor có thể được cất trữ trong các trụ thép có phần bên trong được thụ động hóa, ở nhiệt độ dưới 200&nbsp;°C (392&nbsp;°F); nếu không thì có thể dùng nickel.<ref name="ModFcchem" />{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|pp=384–385}} Van điều chỉnh và đường ống được làm bằng nickel; riêng đường ống thay vào đó có thể làm bằng [[Monel]].{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|pp=390–391}} Việc thụ động hóa thường xuyên cũng như ngăn nước và dầu mỡ phải được thực hiện. Trong phòng thí nghiệm, dụng cụ thủy tinh có thể trữ được khí fluor ở áp suất thấp và điều kiện không có nước;{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|pp=390–391}} một số tài liệu thay vào đó khuyến cáo sử dụng hệ thống nickel-Monel-PTFE.<ref name="Shriver Inorganic">{{harvnb|Shriver|Atkins|2010|p=427}}.</ref>
 
=== Điều chế hóa học ===
Ít nhất 17.000 tấn fluor được sản xuất mỗi năm. Nó chỉ có chi phí khoảng từ 5 đến 8 USD mỗi kilôgam dưới dạng urani hoặc lưu huỳnh hexafluoride, nhưng cao hơn nhiều lần dưới dạng nguyên tố do vấn đề về vận chuyển. Đa số quá trình sử dụng lượng lớn fluor tự do áp dụng kỹ thuật tạo ra tại chỗ (''[[Bảo tồn nội vi|in situ]]'') dưới hình thức [[hội nhập theo chiều dọc]].{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=392}}
 
Ứng dụng lớn nhất của khí fluor, tiêu thụ khoảng 7.000 tấn mỗi năm, là trong quá trình điều chế UF<sub>6</sub> cho [[chu trình nhiên liệu hạt nhân]]. Fluor được sử dụng để fluor hóa [[urani(IV) fluoride]], một chất được tự tổng hợp từ urani dioxide và acid fluorhydrichydrofluoric.{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=392}} Fluor là chất đơn đồng vị, nên sự khác nhau về khối lượng giữa các phân tử UF<sub>6</sub> là do sự tồn tại của <sup>235</sup>U hoặc <sup>238</sup>U, cho phép làm giàu urani qua khuếch tán dạng thể khí hoặc [[Máy li tâm khí|máy ly tâm khí]].{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|p=382}}<ref name="AcountF" /> Khoảng 6.000 tấn fluor hàng năm được đi vào sản xuất SF<sub>6</sub> [[điện môi]] trơ cho máy biến áp cao thế và cầu dao điện, loại bỏ yêu cầu về chất nguy hại [[PCB]] có liên quan với các thiết bị sử dụng dầu.{{sfn|Aigueperse và đồng nghiệp|2000|p=430}} Một số hợp chất của fluor được ứng dụng trong điện tử: rheni và wolfram hexafluoride trong [[lắng đọng hơi hoá học]], [[Carbon tetrafluoride|tetrafluoromethan]] trong [[khắc plasma]]{{sfn|Jaccaud và đồng nghiệp|2000|pp=391–392}}<ref>{{harvnb|El-Kareh|1994|p=[https://books.google.com/?id=Wg1SnT6Cb0QC&pg=PA317 317]}}.</ref><ref>{{harvnb|Arana và đồng nghiệp|2007}}.</ref> và nitơ trifluoride trong thiết bị tẩy rửa.<ref name="AcountF" /> Fluor cũng được dùng trong việc tổng hợp fluoride hữu cơ, nhưng khả năng phản ứng của nó đòi hỏi nó trước tiên phải được chuyển về ClF<sub>3</sub>, [[Brom trifluoride|BrF<sub>3</sub>]] hoặc [[Iod pentafluoride|IF<sub>5</sub>]], những chất đồng thời cho phép diễn ra quá trình fluor hoá có hiệu chỉnh. Các loại dược phẩm đã fluor hóa sử dụng [[lưu huỳnh tetrafluoride]] để thay thế.<ref name="AcountF" />
 
=== Fluoride vô cơ ===
[[Tập tin:Hall-Heroult cell schematic.svg|lang=vi|upright=1.45|nhỏ|Chiết tách nhôm phụ thuộc đặc biệt vào cryolite]]
Giống như các hợp kim của sắt khác, khoảng 3&nbsp;kg metspar được thêm vào mỗi tấn thép; các ion fluoride làm giảm nhiệt độ nóng chảy và [[độ nhớt]] của nó.<ref name="AcountF" /><ref name="USGS">{{Harvnb|Miller|2003a}}.</ref> Cùng với vai trò làm chất phụ gia trong cácmột số nguyên liệu như men và lớp phủ đũa hàn, phần lớn acidspar được cho phản ứng với acid sulfuric để tạo thành acid fluorhydrichydrofluoric, một chất được sử dụng trong [[Tẩy gỉ kim loại|tẩy gỉ]] thép, khắc kính và [[Cracking (hóa học)|cracking alkane]].<ref name="AcountF" /> Một phần ba HF được dùng trong tổng hợp [[Natri hexafloroaluminat(III)|cryolite]] và [[nhôm fluoride]], sau đó cả hai chảy theo dòng trong [[Công nghệ Hall-Héroult|công nghệ Hall−Héroult]] để chiết tách nhôm; việc bổ sung là cần thiết do thỉnh thoảng chúng phản ứng với dụng cụ nấu luyện. Mỗi tấn nhôm cần khoảng 23&nbsp;kg [[nhôm fluoride]].<ref name="AcountF" /><ref>{{Harvnb|Energetics, Inc.|1997|pp=41, 50}}.</ref> Fluorosilicat tiêu thụ một lượng chiếm tỷ lệ nhiều thứ hai, trong đó [[natri hexafluorosilicat(IV)]] sử dụng trong fluor hóa nước và xử lý nước thải, và được dùng dưới dạng chất trung gian phản ứng để sản xuất cryolite và silic tetrafluoride.{{sfn|Aigueperse và đồng nghiệp|2000|p=428}} Một số fluoride vô cơ quan trọng khác bao gồm muối fluoride của [[Cobalt(II) fluoride|cobalt]], [[Nickel(II) fluoride|nickel]] và [[Amoni fluoride|amoni]].<ref name="AcountF" />{{sfn|Aigueperse và đồng nghiệp|2000|pp=420–422}}<ref>{{harvnb|Willey|2007|p=[https://books.google.com/books?id=PrKemPXyXNIC&pg=PA113 113]}}.</ref>
 
=== Fluoride hữu cơ ===
Hợp chất fluoride hữu cơ tiêu thụ khoảng 20% lượng fluorit khai thác và hơn 40% lượng acid fluorhydrichydrofluoric, trong đó [[Fluor#Khí làm lạnh|khí làm lạnh]] chiếm ưu thế và [[Fluor#Polyme|fluoropolymer]] đang tăng trưởng về thị phần.<ref name="AcountF" /><ref name="GIA f-chem report description">{{Harvnb|PRWeb|2010}}.</ref> [[Fluor#Chất hoạt động bề mặt|Chất hoạt động bề mặt]] là một ứng dụng nhỏ của fluor nhưng đem lại khoảng 1 tỷ USD doanh thu hàng năm.<ref name="fluorosurfactant market">{{harvnb|Renner|2006}}.</ref> Do nguy cơ gây hại từ phản ứng hydrocarbon–fluor trực tiếp ở nhiệt độ trên –150&nbsp;°C (–240&nbsp;°F), việc sản xuất fluorocarbon trong công nghiệp được thực hiện gián tiếp, chủ yếu qua các [[Phản ứng Finkelstein|phản ứng trao đổi halogen]] chẳng hạn như [[phản ứng fluor hóa Swarts]], trong đó các nguyên tử chlor trong chlorocarbon được thay thế bằng fluor bởi acid fluorhydrichydrofluoric kèm xúc tác. Phản ứng [[fluor hóa điện hóa]] đưa hydrocarbon ra điện phân trong hydro fluoride, và [[quá trình Fowler]] xử lý chúng bằng các chất chứa fluor dạng rắn như [[cobalt(III) fluoride]].<ref name="Jstg2" /><ref>{{Harvnb|Green|Slinn|Simpson|Woytek|1994|pp=[https://books.google.com/books?id=TRMRDXHWX7EC&pg=PA91&lpg=PA91 91–93]}}.</ref>
 
==== Khí làm lạnh ====
{{Chính|Liệu pháp fluoride|Fluor hóa nước|Tranh cãi về fluor hóa nước}}
[[Tập tin:US Navy 090526-F-1333S-023 A service member embarked aboard the Military Sealift Command hospital ship USNS Comfort (T-AH 20) gives a Fluoride treatment to a patient during a Continuing Promise 2009 medical civil service projec.jpg|nhỏ|Điều trị tại chỗ bằng fluoride ở Panama]]
Các nghiên cứu từ giữa thế kỷ 20 cho thấy điều trị [[Thuốc tại chỗ|tại chỗ]] bằng fluoride làm giảm [[sâu răng]]. Điều này ban đầu được lý giải là do [[Hydroxyapatite|hydroxyapatithydroxyapatite]] trong men răng được chuyển thành fluorapatite bền hơn, nhưng các nghiên cứu trên răng chưa fluor hóa đã bác bỏ giả thuyết này, và ngày nay hiện tượng này được giải thích là do fluoride giúp phục hồi men răng tại các lỗ sâu nhỏ.<ref name="Pizzo">{{harvnb|Pizzo|2007}}.</ref> Sau các nghiên cứu trong trẻ em tại những khu vực mà fluor có trong nước uống một cách tự nhiên, công cuộc fluor hóa nguồn nước sinh hoạt để chống sâu răng<ref>{{Harvnb|CDC|2001}}.</ref> bắt đầu vào thập niên 1940 và đến nay đã được áp dụng với nguồn nước cung cấp cho 6% dân số thế giới, bao gồm hai phần ba người dân Hoa Kỳ.<ref name="Ripa">{{harvnb|Ripa|1993}}.</ref><ref name="Cheng Chalmers Sheldon 2007">{{harvnb|Cheng|Chalmers|Sheldon|2007}}.</ref> Các bài báobình khoaduyệt học thuật vào năm 2000 và 2007 cho thấy có mối liên hệ giữa fluor hóa nước và sự suy giảm mạnh triệu chứng sâu răng ở trẻ em.<ref name="NHMRC">{{harvnb|NHMRC|2007}}; xem tóm tắt trong {{harvnb|Yeung|2008}}.</ref> Mặc dù nhận được sự ủng hộ như vậy, cũng như các bằng chứng cho thấy không có tác dụng bất lợi ngoài triệu chứng [[răng nhiễm độc fluor]] ở mức nhẹ ở đa số trường hợp,<ref>{{harvnb|Marya|2011|p=[https://books.google.com/books?id=NKYy0w1OjJoC&pg=PA343 343]}}.</ref> song những tranh cãi về mặt đạo đức và an toàn vẫn còn tiếp diễn.<ref name="Cheng Chalmers Sheldon 2007" /><ref>{{harvnb|Armfield|2007}}.</ref> Lợi ích từ việc fluor hóa này đã và đang giảm xuống có thể do sự xuất hiện của các nguồn fluoride thay thế, nhưng vẫn đong đếm được ở nhóm thu nhập thấp.<ref name="Dental caries">{{harvnb|Baelum|Sheiham|Burt|2008|p=[https://books.google.com/books?id=fZfXWhSmG1UC&pg=PA518 518]}}.</ref> [[Natri monofluorophosphate|Natri monofluorophosphat]] cùng với natri hoặc [[thiếc(II) fluoride]] thường được tìm thấy trong các loại [[kem đánh răng]] fluoride, một loại sản phẩm lần đầu tiên được giới thiệu tại Hoa Kỳ vào năm 1955 và hiện rất phổ biến ở các quốc gia phát triển, cùng với nước súc miệng, gel, bọt và vécni fluor hóa.<ref name="Dental caries" /><ref name="Crest continuing ed">{{Harvnb|Cracher|2012|p=12}}.</ref>
 
=== Dược phẩm ===
Fluor là [[Nguyên tố vi lượng|nguyên tố không thiết yếu]] đối với người hoặc động vật có vú; một lượng nhỏ fluor có thể làm tăng độ bền chắc của xương, nhưng hiệu quả này vẫn chưa được xác minh một cách rõ ràng. Do có nhiều nguồn chứa fluor lượng nhỏ trong môi trường, khả năng [[thiếu fluor]] chỉ có thể xảy ra do chế độ ăn của người;<ref name="gastroenterology1">{{harvnb|Nielsen|2009}}.</ref> lượng fluor cần thiết và phù hợp trong khẩu phần ăn hàng ngày được khuyến cáo dựa trên nhu cầu dinh dưỡng khuyến nghị do Tổ chức Y tế Thế giới<ref name="quott">{{Harvnb|Olivares|Uauy|2004}}.</ref> và Viện Y học, Viện Hàn lâm Khoa học Quốc gia Hoa Kỳ<ref>{{harvnb|Institute of Medicine, National Academies|2011}}.</ref> ban hành, khác nhau tùy theo độ tuổi và giới tính.
 
Hợp chất cơ fluor tự nhiên đã được tìm thấy trong các vi sinh vật và thực vật{{sfn|Gribble|2002}} nhưng không có ở động vật.<ref name="Murphy2003">{{harvnb|Murphy|Schaffrath|O'Hagan|2003}}.</ref> Loại phổ biến nhất là [[Natri floroacetat|fluoroacetat]], được sử dụng làm chất chống lại động vật ăn thực vật có trong ít nhất 40 loại thực vật ở châu Phi, Australia và Brasil.<ref name="Proudfoot" /> Một số ví dụ khác bao gồm [[axit béo|acid béo]] fluor hóa, [[fluoroaxeton|fluoroacetone]] và 2-fluorocitrat.<ref name="Murphy2003" /> [[Fluorinase]], một enzyme liên kết fluor với carbon, được phát hiện trong vi khuẩn vào năm 2002.<ref>{{harvnb|O'Hagan và đồng nghiệp|2002}}.</ref>
 
== Độc tính ==
Nguyên tố fluor cực độc đối với sinh vật sống. Ảnh hưởng đến con người bắt đầu tại nồng độ nhỏ hơn so với mức 50 ppm của [[hydro cyanide]]<ref>{{harvnb|The National Institute for Occupational Safety and Health|1994a}}.</ref> và tương đương với mức của chlor:<ref>{{harvnb|The National Institute for Occupational Safety and Health|1994b}}.</ref> hiện tượng mắt và hệ hô hấp bị tấy lên nặng cùng với tổn thương gan và thận xảy ra ở mức trên 25 ppm, [[mức độ nguy hiểm tức thời]] đối với fluor.<ref name=":0">{{harvnb|Keplinger|Suissa|1968}}.</ref> Mắt và mũi bị tổn thương nghiêm trọng tại 100 ppm,<ref name=":0" /> và hít phải 1.000 ppm fluor sẽ gây tử vong trong vài phút,<ref>{{harvnb|Emsley|2011|p=179}}.</ref> so với mức 270 ppm của hydro cyanide.<ref>{{harvnb|Biller|2007|p=939}}.</ref>{{clear}}
 
=== Acid fluorhydrichydrofluoric ===
{{Xem thêm|Bỏng hóa học}}
[[Tập tin:HF burned hands.jpg|nhỏ|Vết bỏng acid fluorhydrichydrofluoric có thể không thấy rõ trong 24 giờ, sau thời gian đó việc cứu chữa bằng calci trở nên kém hiệu quả.<ref name="Eaton">{{Harvnb|Eaton|1997}}.</ref>]]
Acid fluorhydrichydrofluoric là một chất độc tiếp xúc với độc tính cao hơn so với nhiều acid mạnh như acid sulfuric dù đó là acid yếu: nó vẫn trung tính trong dung dịch nước và do đó thấm qua mô nhanh hơn, kể cả khi hít, nuốt phải hoặc tiếp xúc qua da, và ít nhất 9 công nhân Hoa Kỳ tử vong trong các vụ tai nạn như vậy từ năm 1984 đến năm 1994. Nó phản ứng với calci và magnesi trong máu dẫn đến [[hạ canxi máu|hạ calci máu]] và tử vong qua [[rối loạn nhịp tim]].<ref name="OSHA">{{harvnb|Blodgett|Suruda|Crouch|2001}}.</ref> Sự hình thành calci fluoride không tan gây cảm giác đau mạnh,<ref name="Goldfrank">{{Harvnb|Hoffman và đồng nghiệp|2007|p=1333}}.</ref> và vết bỏng lớn hơn 160&nbsp;cm<sup>2</sup> (25 in<sup>2</sup>) có thể gây ngộ độc toàn thân trầm trọng.<ref name="RMTHFE">{{Harvnb|HSM|2006}}.</ref>
 
Vết bỏng acid có thể không thấy được rõ ràng trong 8 giờ đối với HF nồng độ 50% và tối đa 24 giờ ở nồng độ thấp hơn, và ban đầu có thể không thấy đau do hydro fluoride ảnh hưởng đến hoạt động của các dây thần kinh. Nếu da đã bị tiếp xúc với HF, có thể làm giảm tổn thương bằng cách rửa dưới vòi nước trong 10–15 phút và loại bỏ quần áo dính acid.<ref>{{harvnb|Fischman|2001|pp=[https://books.google.com/books?id=PyUSgdZUGr4C&pg=PA458 458–459]}}.</ref> Bước tiếp theo thường là dùng [[canxi gluconat|calci gluconat]] có chứa ion calci để chúng liên kết với fluor; vết bỏng trên da có thể được chữa bằng gel calci gluconat 2,5% hoặc dung dịch rửa chuyên dụng.<ref name="pmid27413152">{{harvnb|El Saadi và đồng nghiệp|1989}}.</ref><ref name="pmid17091088">{{harvnb|Roblin và đồng nghiệp|2006}}.</ref><ref name="pmid15461243">{{harvnb|Hultén và đồng nghiệp|2004}}.</ref> Trường hợp acid fluorhydrichydrofluoric đã hấp thụ vào cơ thể cần tiếp tục được chăm sóc y tế; calci gluconat có thể được tiêm hoặc truyền trong tĩnh mạch. Sử dụng calci chloride – một thuốc thử phổ biến trong phòng thí nghiệm – thay cho calci gluconat là bị cấm và có thể gây biến chứng nghiêm trọng. Một số trường hợp nặng có thể phải cắt bỏ hoặc cắt cụt những phần bị tổn thương.<ref name="RMTHFE" /><ref>{{Harvnb|Zorich|1991|pp=[https://books.google.com/books?id=sdB3KjhWzFQC&pg=PA183 182–183]}}.</ref>
 
=== Ion fluoride ===
{{Xem thêm|Ngộ độc fluoride}}
Fluoride không tan là chất độc ở mức vừa phải: 5–10 g [[natri fluoride]], hoặc 32–64&nbsp;mg ion fluoride trên mỗi kilôgam trọng lượng cơ thể là liều lượng gây chết người đối với người trưởng thành.<ref>{{Harvnb|Liteplo và đồng nghiệp|2002|p=100}}.</ref> Liều lượng ở mức một phần năm so với liều gây chết có thể dẫn đến tác hại đối với sức khỏe,<ref name="Nochimson">{{Harvnb|Shin|Silverberg|2013}}.</ref> và sử dụng quá liều về lâu dài có thể gây [[Xương nhiễm độc fluor|nhiễm độc fluor ở xương]], căn bệnh ảnh hưởng đến hàng triệu người ở châu Phi và châu Á.<ref name="Nochimson" /><ref name="pmid19305069">{{harvnb|Reddy|2009}}.</ref> Fluoride được tiêm vào sẽ tạo thành acid fluorhydrichydrofluoric trong dạ dày, sau đó acid này được hấp thụ dễ dàng bởi ruột, tại đó nó xuyên qua màng tế bào, liên kết với calci và ảnh hưởng đến các enzyme khác nhau trước khi được thải ra ngoài qua [[bài tiết]] nước tiểu. Giới hạn nhiễm độc được xác định bằng cách xét nghiệm nước tiểu về khả năng đào thải ion fluoride của cơ thể.<ref name="Nochimson" /><ref>{{harvnb|Baez|Baez|Marthaler|2000}}.</ref>
 
Từ trước đến nay, đa số ca nhiễm độc fluoride là do vô tình uống phải thuốc trừ sâu chứa fluoride vô cơ.<ref name="Augenstein và đồng nghiệp 1991">{{Harvnb|Augenstein và đồng nghiệp|1991}}.</ref> Đa số cuộc gọi đến các trung tâm chống độc để phản ánh trường hợp ngộ độc fluoride hiện nay đến từ việc nuốt phải kem đánh răng chứa fluoride.<ref name="Nochimson" /> Sự cố xảy ra trong thiết bị fluor hóa nước là một nguyên nhân khác: một vụ ngộ độc xảy ra ở bang Alaska, Hoa Kỳ vào tháng 5 năm 1992 làm 300 người bị ảnh hưởng, trong đó có một ca tử vong.<ref name="Gessner94">{{harvnb|Gessner và đồng nghiệp|1994}}.</ref> Mối nguy hại từ kem đánh răng càng lớn đối với trẻ nhỏ, và [[Trung tâm kiểm soát và phòng ngừa dịch bệnh Hoa Kỳ]] khuyến cáo nên giám sát trẻ dưới 6 tuổi đánh răng để chúng không nuốt phải kem đánh răng.<ref>{{Harvnb|CDC|2013}}.</ref> Một nghiên cứu cấp khu vực năm 1991 về ngộ độc fluor ở trẻ vị thành niên báo cáo tổng cộng 87 ca ngộ độc trong năm 1986, trong đó có một ca tử vong do uống phải thuốc trừ sâu. Đa số ca ngộ độc không có triệu chứng, nhưng khoảng 30% có triệu chứng đau dạ dày.<ref name="Augenstein và đồng nghiệp 1991" /> Một nghiên cứu trên toàn lãnh thổ Hoa Kỳ năm 1997 cũng có phát hiện tương tự: 80% số ca ngộ độc có liên quan đến trẻ em dưới 6 tuổi, và có một số ít ca chuyển nặng.<ref>{{Harvnb|Shulman|Wells|1997}}.</ref>