Фтор

Фтор
Фтор
	← Кислород \| Неон →
Внешний вид простого вещества
	Жидкий фтор
Свойства атома
Название, символ, номер	Фтор/Fluorum (F), 9
Группа, период, блок	17 (устар. 7), 2, ; p-элемент
Атомная масса ; (молярная масса)	18,998403163(6)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[He] 2s22p5; 1s22s22p5
Радиус атома	73 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	72 пм
Радиус иона	(−1e)133 пм
Электроотрицательность	3,98 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	2,87 В
Степени окисления	−1, 0
Энергия ионизации ; (первый электрон)	1680,0 (17,41) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	Газ: 1,6960 г/л; Жидкость.: 1,516−188 г/см3, ; Твердая фаза: 1,7−228 г/см3[2] или 1,810−225[3] г/см³
Температура плавления	53,53 К (−219,70 °C)[2]
Температура кипения	85,03 К (−188,12 °C)[2]
Критическая точка	144,4 К, 5,215 МПа
Уд. теплота плавления	(F—F) 0,5104 кДж/моль
Уд. теплота испарения	(F—F) 6,544 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	31,34[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём	22,4⋅103 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	Моноклинная (α-фтор);; Кубическая (β-фтор)[3]
Параметры решётки	α-фтор: β = 102,088(18)°; a = 5,4780(12) Å; b = 3,2701(7) Å; c = 7,2651(17) Å[3].; β-фтор: a = 5,5314(15)[3]
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,028 Вт/(м·К)
Номер CAS	7782-41-4

Фто́р (химический символ — F, устар. флюор; от лат. Fluorum) — химический элемент 17-й группы (по устаревшей классификации — седьмой группы главной подгруппы, VIIA) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 9.

9	Фтор
F 18,9984
2s²2p⁵

Является самым химически активным неметаллом и сильнейшим окислителем. Фтор относится к группе галогенов и является самым лёгким элементом из этой группы.

Как простое вещество (при нормальных условиях) фтор — это двухатомный газ (формула — F₂) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. При криогенных температурах представляет собой жёлтую жидкость, бесцветный газ (в толстых слоях — зеленовато-жёлтый, н. у.)[4].

Чрезвычайно токсичен.

История

Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF₂ — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту. При обработке минерала флюорита CaF₂ серной кислотой он выделил HF в виде водного раствора. Это событие рассматривается в истории химии как открытие фтора. Аналогию с хлором предложил в 1810 году Андре Ампер, его поддержал Гемфри Дэви. Дэви изучил растворения стекла в плавиковой кислоте.

Как химический элемент, входящий в состав плавиковой кислоты, фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде лишь 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF₂.

Происхождение названия

Название «фтор» (от др.-греч. φθόριος 'разрушительный'), предложенное Андре Ампером в 1816 году[5], употребляется в русском, греческом и некоторых других языках. Во многих же других странах приняты названия, производные от старинных названий минерала флюорита CaF₂, которые в свою очередь происходят от его способности понижать температуру плавления металлургического шлака, образующегося при восстановлении металлов из руд, и увеличивать его текучесть (лат. fluere 'течь'): например, тот же Ампер в письме Дэви от 26 августа 1812 предложил слово fluorine, благодаря адресату письма прочно вошедшее в английский язык.

Распространение в природе

Содержание фтора в атомных процентах в природе показано в таблице:

Объект	Содержание, %
Почва	0,02
Воды рек	0,00002
Воды океана	0,0001
Зубы человека[6]	0,01

В природе значительные скопления фтора содержатся, в основном, в минерале флюорите (CaF₂), содержащем по массе 51,2 % Ca и 48,8 % F. Кларк в земной коре 650 г/т.

Из растений относительно богаты фтором чечевица и лук.

В почве фтор накапливается в результате вулканической деятельности, в составе вулканических газов обычно содержится большое количество фтороводорода.

Физические свойства

При нормальных условиях представляет собой бледно-жёлтый газ. В малых концентрациях в воздухе его запах напоминает одновременно озон и хлор. Очень агрессивен и сильно ядовит.

Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (85,03 К, −188,12 °C) и плавления (53,53 К, −219,70 °C)[2]. Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (кратность связи в остальных галогенах примерно 1,1)[7].

Ниже температуры плавления образует кристаллы бледно-жёлтого цвета[8][9].

Электронное строение

Электронная конфигурация внешнего электронного уровня атома фтора

Электронная конфигурация атома фтора: 1s²2s²2p⁵.

Атомы фтора в соединениях могут проявлять степень окисления, равную −1. Положительные степени окисления в соединениях неизвестны, так как фтор является самым электроотрицательным элементом.

Квантовохимический терм атома фтора — ²P_3/2.

Строение молекулы

Применение метода МО для молекулы F₂

С точки зрения теории молекулярных орбиталей, строение двухатомной молекулы фтора можно охарактеризовать следующей диаграммой. В молекуле присутствует 4 связывающих орбитали и 3 разрыхляющих. Порядок связи в молекуле равен 1.

Кристаллы

Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)

Фтор образует молекулярные кристаллы с двумя кристаллическими модификациями, стабильными при атмосферном давлении:

α-фтор, непрозрачный, твёрдый и хрупкий[9], существует при температуре ниже 45,6 K, кристаллическая решётка моноклинной сингонии, пространственная группа C 2/c, параметры ячейки a = 0,54780(12) нм, b = 0,32701(7) нм, c = 0,72651(17) нм, β = 102,088(18)°, Z = 4, d = 1,98 г/см³ с объёмом элементарной ячейки 0,12726(5) нм³ (при 10 К)[2][3][9][10];
β-фтор, прозрачный, менее плотный и твёрдый[9], существует в интервале температур от 45,6 К до точки плавления 53,53 K, кристаллическая решётка кубической сингонии (примитивная решётка), пространственная группа Pm3n, параметры ячейки a = 0,65314(15) нм, Z = 8, d = 1,81 г/см³ с объёмом элементарной ячейки 0,27862(11) нм³ (при 48 К), решётка изотипична γ-фазе O₂ и δ-фазе N₂[2][3]. В раннем (но единственном проведённом до 2019 года) эксперименте по изучению структуры β-фтора рентгенографическая плотность кристалла была оценена как 1,70(5) г/см³[8][11], и эта плотность твёрдого фтора цитируется в большинстве справочников. Более точное современное измерение даёт 1,8104(12) г/см³[3].

Фазовый переход между этими кристаллическими фазами фтора более экзотермичен, чем затвердевание жидкого фтора. Фаза ромбической сингонии у твёрдого фтора не обнаружена, в отличие от всех прочих галогенов. Молекулы α-фтора разупорядочены по направлению. Длина связи F—F в молекулах составляет 0,1404(12) нм[3].

Даже при столь низких температурах взаимодействие кристаллов фтора со многими веществами приводит к взрыву[9].

Изотопный состав

Фтор является моноизотопным элементом: в природе существует только один стабильный изотоп фтора ¹⁹F. Известны ещё 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31 и один ядерный изомер — ^18mF. Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является ¹⁸F с периодом полураспада 109,771 минуты, важный источник позитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.

Ядерные свойства изотопов фтора

Изотоп	Относительная масса, а. е. м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин	Ядерный магнитный момент
¹⁷F	17,0020952	64,5 c	β⁺-распад в ¹⁷O	5/2	4,722
¹⁸F	18,000938	1,83 часа	β⁺-распад в ¹⁸O	1
¹⁹F	18,99840322	Стабилен	—	1/2	2,629
²⁰F	19,9999813	11 c	β⁻-распад в ²⁰Ne	2	2,094
²¹F	20,999949	4,2 c	β⁻-распад в ²¹Ne	5/2
²²F	22,00300	4,23 c	β⁻-распад в ²²Ne	4
²³F	23,00357	2,2 c	β⁻-распад в ²³Ne	5/2

Магнитные свойства ядер

Ядра изотопа ¹⁹F имеют полуцелый спин, поэтому возможно применение этих ядер для ЯМР-исследований молекул. Спектры ЯМР-¹⁹F являются достаточно характеристичными для фторорганических соединений.

Химические свойства

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами (кроме фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов) и с большинством из них — с горением и взрывом.

Образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия и неона. Известно лишь два соединения с аргоном, существующих только при температуре ниже температуры кипения водорода, и только одно из них содержит фтор — гидрофторид аргона HArF[12].

К воздействию фтора при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт образования на их поверхности плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором, например, Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву в кварцевых сосудах даже при очень низких температурах (до −252 °C), в магниевых сосудах для начала реакции нужен небольшой нагрев.

Не реагирует с гелием, неоном, аргоном, азотом, кислородом, тетрафторметаном. При комнатной температуре не реагирует с сухим сульфатом калия, углекислым газом и закисью азота. Без примеси фтороводорода при комнатной температуре не действует на стекло.

В атмосфере фтора горят даже вода и платина.

Фтор способен вытеснять другие галогены из своей группы из их солей:

{\ce {2NaBr + F2 -> 2NaF + Br2 ^}}

,

{\ce {2NaCl + F2 -> 2NaF + Cl2 ^}}

.

Реакция между щелочами и фтором:

{\ce {2NaOH + 2F2 -> 2NaF + OF2 + H2O}}

.

Продукты реакции фтора с водой, в зависимости от условий её протекания, могут различаться:

{\ce {2F2 + 2H2O -> 4HF ^ + O2 ^}}

,

{\ce {12F2 + 11H2O -> 19HF ^ + H2O2 + HOF ^ + O2 ^ + O3 ^ + OF2 ^ + O2F2 ^}}

К реакциям, в которых фтор формально является восстановителем, относятся реакции разложения высших фторидов, например:

{\ce {2CoF3 -> 2CoF2 + F2 ^}}

,

{\ce {2MnF4 -> 2MnF3 + F2 ^}}

.

Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя дифторид кислорода OF₂ и диоксидифторид O₂F₂. Под давлением или при облучении ультрафиолетом реагирует с криптоном и ксеноном с образованием фторидов благородных газов.

Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1. Чтобы фтор проявлял положительную степень окисления, требуется создание эксимерных молекул или иные экстремальные условия. Это требует искусственной ионизации атомов фтора[13].

Получение

Лабораторный метод получения фтора

Промышленный способ получения фтора включает добычу и обогащение флюоритовых руд, сернокислотное разложение их концентрата с образованием безводного HF и его электролитическое разложение.

Для лабораторного получения фтора используют разложение некоторых соединений, но все они не встречаются в природе в достаточном количестве, и их получают с помощью свободного фтора.

Лабораторный метод

В лабораторных условиях фтор можно получать с помощью показанной установки. В медный сосуд 1, заполненный расплавом KF·3HF, помещают медный сосуд 2, имеющий отверстия в дне. В сосуд 2 помещают толстый никелевый анод. Катод помещается в сосуд 1. Таким образом, в процессе электролиза газообразный фтор выделяется из трубки 3, а водород — из трубки 4. Важным требованием является обеспечение герметичности системы, для этого используют пробки из фторида кальция со смазкой из оксида свинца(II) и глицерина.
В 1986 году, во время подготовки к конференции по поводу празднования 100-летия открытия фтора, Карл Кристе открыл способ чисто химического получения фтора с использованием реакции во фтороводородном растворе K₂MnF₆ и SbF₅ при 150 °C[14]:

{\ce {2K2MnF6 + 4SbF5 -> 4KSbF6 + 2MnF3 + F2 ^}}

Хотя этот метод не имеет практического применения, он демонстрирует, что электролиз необязателен; кроме того, все компоненты для данных реакций могут быть получены без использования газообразного фтора.

Также для лабораторного получения фтора можно использовать нагрев фторида кобальта(III) до 300 °C, разложение фторидов серебра и некоторые другие способы.

Промышленный метод

Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·2HF (часто с добавлениями фторида лития), который образуется при насыщении расплава KF фтористым водородом до содержания 40—41 % HF. Процесс электролиза проводят при температурах около 100 °C в стальных электролизёрах со стальным катодом и угольным анодом.

Хранение

Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монель-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали (это возможно, потому что эти металлы и сплавы покрываются плёнкой фторидов, которая защищает от дальнейшей реакции со фтором[15]).

Применение

Фтор используется для получения:

фреонов — широко распространённых хладагентов;
фторопластов — химически инертных полимеров;
элегаза SF₆ — газообразного изолятора, применяемого в высоковольтной электротехнике;
гексафторида урана UF₆, применяемого для разделения изотопов урана в ядерной промышленности;
гексафтороалюмината натрия — электролита для получения алюминия путём электролиза;
фторидов металлов (например, W и V), которые обладают некоторыми полезными свойствами.

Ракетная техника

Фтор и некоторые его соединения являются сильными окислителями, поэтому могут применяться в качестве окислителя в ракетных топливах. Очень высокая эффективность фтора вызывала значительный интерес к нему и его соединениям. На заре космической эры в СССР и других странах существовали программы исследования фторсодержащих видов ракетного топлива. Однако продукты горения с фторсодержащими окислителями токсичны. Поэтому топлива на основе фтора не получили распространения в современной ракетной технике.

Применение в медицине

Фторированные углеводороды (например перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество медицинских препаратов, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил, флуоксетин, галоперидол и др.). Фториды натрия, калия и др. в строго дозированных микроколичествах применяются для профилактики кариеса (см. ниже).

Биологическая и физиологическая роль

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом[16][17]. Основным источником поступления фтора в организм человека является питьевая вода[18]. В организме человека преобладающая концентрация фтора содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca₅F(PO₄)₃ — и в костях. Общее содержание составляет 2,6 г, в том числе в костях 2,5 г[2]. Нормальное суточное поступление фтора в организм человека равно 2,5—3,5 мг[2]. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес, пародонтоз, флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома. Также избыточное потребление фтора может приводить к поражениям костной системы[19][20].

Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова), употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л) или применять местные аппликации 1—2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30—50 %[21].

Предельно допустимая концентрация связанного фтора (в виде фторидов и фторорганических соединений) в воздухе промышленных помещений равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Токсикология

0

4

OX

Фтор представляет собой чрезвычайно агрессивное химическое вещество. Сильно ядовит, является сильным окислителем. Раздражающие свойства в несколько раз сильнее, чем у фтороводорода. Фтор — «судорожный яд», как и значительное число его соединений. Обладает кумулятивным действием. В организм проникает главным образом ингаляционным и пероральным путями. Характерные проявления интоксикации при ингаляционном воздействии сводятся к болезненности и жжению в области носа, глотки, за грудиной, кровотечению из носа, сухому кашлю. Возможен спазм гортани и бронхиальной мускулатуры. При осмотре обнаруживаются гиперемия, отёчность и некрозы слизистых оболочек носоглотки, изъязвления и даже прободения носовой перегородки. Слизистые дыхательных путей также некротизируются и покрываются жёлтыми корочками.

При лёгких ингаляционных отравлениях фтором и его соединениями, как правило, ограничиваются развитием ринофаринголарингита и трахеобронхита на фоне общей слабости, утомляемости, лабильности пульса и АД. — отравление «маскируется» под «простуду», что затрудняет своевременную диагностику и лечение.

При поражениях фтором и его соединениями средней тяжести диагностируются глубокие бронхиты, и, с задержкой, пневмонии; а также судороги и гепатиты.

В случае тяжёлых отравлений — развиваются поражение тканей и токсический отёк лёгких, коматозное состояние, судороги.

Резорбтивное действие объясняется возможностью фтора вступать в свободно-радикальные реакции с тканями организма — осаждение кальция из сыворотки крови и тканевой жидкости в форме фторида, приводящие к глубоким нарушениям в обмене веществ, замедлению свёртываемости крови, нарушению кислотно-основного соотношения крови, нарушению нервно-мышечной проводимости, увеличению проницаемости сосудистых стенок. Кроме того, фтор нарушает функционирование ряда ферментных систем, взаимодействуя с магнием, марганцем, железом, цинком, входящих, как и кальция, в состав энзимов, являясь их активаторами или ингибиторами. Отравления фтором нарушает активность ферментов, использующих микроэлементы в качестве кофакторов, например снижается активность Энолазы (нарушение гликолиза и синтеза макроэргов), аденозинтрифосфатазы, глутаминсинтетазы.

Ожоги глаз и кожных покровов наблюдаются при непосредственном контакте с фтором. Контакт кожи с газом в течение 2 секунд вызывает термический ожог II степени; воздействие в концентрации 0,15-0,30 мг/л приводит к раздражению открытых участков кожи. При обследовании 252 человек, подвергающихся воздействию фтора, у 57 обнаружены конъюнктивиты или экзема век[22].

Фтор депонируется в костях и медленно, в течение нескольких лет, выводится из организма почками и кишечником.

См. также

Соединения фтора в ракетной технике

Соединения фтора

Литература

Рысс И. Г. Химия фтора и его неорганических соединений. М. Госхимиздат, 1966 г. — 718 с.
Некрасов Б. В. Основы общей химии. (издание третье, том 1) М. Химия, 1973 г. — 656 с.
Военная Токсикология, Радиология и Медицинская Защита. Учебник. ВМА им. С. М. Кирова. Ленинград, 1987 г. — 356с.

Примечания

Meija J. et al. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2016. — Vol. 88, no. 3. — P. 265–291. — doi:10.1515/pac-2015-0305.
Раков Э. Г. Фтор // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. Н. С. Зефиров. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5: Триптофан—Ятрохимия. — С. 197—199. — 783 с. — 10 000 экз. — ISBN 5-85270-310-9.
Ivlev S. I. et al. The Crystal Structures of α‐ and β‐F₂ Revisited (англ.) // Chemistry – A European Journal. — 2019. — Vol. 25. — Iss. 13. — P. 3310—3317. — doi:10.1002/chem.201805298.
[www.xumuk.ru/nekrasov/vii-01.html Фтор] (неопр.). Дата обращения: 14 марта 2013.
Annales de chimie et de physique | 1816 | Gallica
Главным образом в эмали зубов.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия.
Jordan T. H., Streib W. D., Smith H. W., Lipscomb W. N. Single-crystal studies of β-F₂ and of γ-O₂ (англ.) // Acta Crystallographica. — 1964. — Vol. 17, no. 6. — P. 777—778. — ISSN 0365-110X. — doi:10.1107/S0365110X6400202X.
Meyer L., Barrett C. S., Greer S. C. Crystal Structure of α‐Fluorine (англ.) // The Journal of Chemical Physics. — 1968. — Vol. 49, no. 4. — P. 1902—1907. — ISSN 0021-9606. — doi:10.1063/1.1670323.
Pauling L., Keaveny I., Robinson A. B. The crystal structure of α-fluorine (англ.) // Journal of Solid State Chemistry. — 1970. — Vol. 2, no. 2. — P. 225—227. — ISSN 0022-4596. — doi:10.1016/0022-4596(70)90074-5.
Jordan T. H., Streib W. E., Lipscomb W. N. Single‐Crystal X‐Ray Diffraction Study of β‐Fluorine (англ.) // The Journal of Chemical Physics. — 1964. — Vol. 41, no. 3. — P. 760—764. — ISSN 0021-9606. — doi:10.1063/1.1725957.
Science Magazine: Sign In | Science/AAAS
Энциклопедический словарь юного химика. Для среднего и старшего возраста. Москва, Педагогика-Пресс. 1999 год.
Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — С. 147—148, 169 — химический синтез фтора.
Фтор в Популярной библиотеке химических элементов
Янин Е.П. Биогеохимическая роль и эколого-гигиеническое значение фтора. — Журнал «Проблемы окружающей среды и природных ресурсов» Всероссийского института научной и технической информации РАН (Москва), номер 4, С. 20-108, 2009.
Wada Osamu. What are Trace Elements? Their deficiency and excess states (неопр.). med.or.jp. JMAJ, Vol. 47, No. 8 (2004). Дата обращения: 28 марта 2021.
Канатникова Н.В., Захарченко Г.Л. Физиологическая роль фтора и его содержание в питьевой воде Орловской области (неопр.). cyberleninka.ru. Журанал «Здоровье населения и среда обитания», номер 5(206), С. 40-43 (2010). Дата обращения: 28 марта 2021.
По данным National Toxicology Program
Синицына О.О., Плитман С.И., Амплеева Г.П., Гильденскиольд О.А., Ряшенцева Т.М. Эссенциальные элементы и их нормирование в питьевой воде (неопр.). cyberleninka.ru. Журнал Анализ риска здоровью, номер 3, С. 30-36 (2020). Дата обращения: 28 марта 2021.
Справочник потребителя
Н. В. Лазарев, И. Д. Гадаскина. «Вредные вещества в промышленности». Том 3, страница 19.

Ссылки

Информация о Перфторане
Кровезаменитель Перфторан // Вестник РАН, 1997, том 67, N 11, с. 998—1013.

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[iupac_atomic_weights-1] Meija J. et al. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2016. — Vol. 88, no. 3. — P. 265–291. — doi:10.1515/pac-2015-0305.

[ХЭ-2] Раков Э. Г. Фтор // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. Н. С. Зефиров. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5: Триптофан—Ятрохимия. — С. 197—199. — 783 с. — 10 000 экз. — ISBN 5-85270-310-9.

[ivl19-3] Ivlev S. I. et al. The Crystal Structures of α‐ and β‐F₂ Revisited (англ.) // Chemistry – A European Journal. — 2019. — Vol. 25. — Iss. 13. — P. 3310—3317. — doi:10.1002/chem.201805298.

[4] [www.xumuk.ru/nekrasov/vii-01.html Фтор] (неопр.). Дата обращения: 14 марта 2013.

[5] Annales de chimie et de physique | 1816 | Gallica

[6] Главным образом в эмали зубов.

[7] Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия.

[jor64b-8] Jordan T. H., Streib W. D., Smith H. W., Lipscomb W. N. Single-crystal studies of β-F₂ and of γ-O₂ (англ.) // Acta Crystallographica. — 1964. — Vol. 17, no. 6. — P. 777—778. — ISSN 0365-110X. — doi:10.1107/S0365110X6400202X.

[mey68-9] Meyer L., Barrett C. S., Greer S. C. Crystal Structure of α‐Fluorine (англ.) // The Journal of Chemical Physics. — 1968. — Vol. 49, no. 4. — P. 1902—1907. — ISSN 0021-9606. — doi:10.1063/1.1670323.

[10] Pauling L., Keaveny I., Robinson A. B. The crystal structure of α-fluorine (англ.) // Journal of Solid State Chemistry. — 1970. — Vol. 2, no. 2. — P. 225—227. — ISSN 0022-4596. — doi:10.1016/0022-4596(70)90074-5.

[jor64a-11] Jordan T. H., Streib W. E., Lipscomb W. N. Single‐Crystal X‐Ray Diffraction Study of β‐Fluorine (англ.) // The Journal of Chemical Physics. — 1964. — Vol. 41, no. 3. — P. 760—764. — ISSN 0021-9606. — doi:10.1063/1.1725957.

[12] Science Magazine: Sign In | Science/AAAS

[13] Энциклопедический словарь юного химика. Для среднего и старшего возраста. Москва, Педагогика-Пресс. 1999 год.

[14] Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — С. 147—148, 169 — химический синтез фтора.

[15] Фтор в Популярной библиотеке химических элементов

[16] Янин Е.П. Биогеохимическая роль и эколого-гигиеническое значение фтора. — Журнал «Проблемы окружающей среды и природных ресурсов» Всероссийского института научной и технической информации РАН (Москва), номер 4, С. 20-108, 2009.

[17] Wada Osamu. What are Trace Elements? Their deficiency and excess states (неопр.). med.or.jp. JMAJ, Vol. 47, No. 8 (2004). Дата обращения: 28 марта 2021.

[18] Канатникова Н.В., Захарченко Г.Л. Физиологическая роль фтора и его содержание в питьевой воде Орловской области (неопр.). cyberleninka.ru. Журанал «Здоровье населения и среда обитания», номер 5(206), С. 40-43 (2010). Дата обращения: 28 марта 2021.

[19] По данным National Toxicology Program

[20] Синицына О.О., Плитман С.И., Амплеева Г.П., Гильденскиольд О.А., Ряшенцева Т.М. Эссенциальные элементы и их нормирование в питьевой воде (неопр.). cyberleninka.ru. Журнал Анализ риска здоровью, номер 3, С. 30-36 (2020). Дата обращения: 28 марта 2021.

[21] Справочник потребителя

[22] Н. В. Лазарев, И. Д. Гадаскина. «Вредные вещества в промышленности». Том 3, страница 19.

Словари и энциклопедии	Большая норвежская Большая российская Брокгауза и Ефрона Малый Брокгауза и Ефрона Britannica (онлайн) Brockhaus Treccani Universalis Гранат
В библиографических каталогах	BNE: XX531809 BNF: 11976289w GND: 4017696-4 LCCN: sh85049424 NDL: 00563785