Лит.: Панкратов А. В., Химия фторидов азота, М., 1973.

  А. В. Панкратов.

Фтори'ды галоге'нов, соединения фтора с др. галогенами. Известны следующие Ф. г.: CIF, CIF₃, CIF₅, BrF, BrF₃, BrF₅, IF, IF₅ и IF₇. Подробно см. в ст. Межгалогенные соединения.

Фтори'ды кислоро'да, соединения, содержащие связь О—F, например дифторид OF₂, монофторид (диоксофторид) O₂F₂, нитрат фтора FNO₃, перхлорат фтора FClO₄. Фтор с кислородом образует в тлеющем разряде смесь стабильных радикалов F—O—O и атомов фтора; при конденсации этой смеси при —96°С образуются высшие фториды кислорода — O₂F₂, O₃F₂ и др., стабильные лишь при низких температурах.

  Все Ф. к. обладают сильной окислительной способностью.

  Дифторид кислорода, OF₂ — бесцветный газ с резким специфическим запахом, сильно токсичен; плотность 1,521 г/см³ при — 145°С, t_пл — 224°С, t_kип — 145°С. OFa медленно разлагается на элементы при температуре около 200°С. Чистый дифторид кислорода не взрывается. Слабо растворяется в воде, подвергаясь гидролизу. Жидкий OF₂ неограниченно растворим в жидких фторе, кислороде и озоне. По химическим свойствам OF₂ — сильный окислитель; он фторирует металлы при слабом нагревании; с водой, водородом, галогенами реагирует со взрывом при инициировании искрой или при нагревании. OF₂ получается фторированием водного раствора едких натра или кали: 2F₂ + 2NaOH = OF₂ + 2NaF + H₂O, а также электролизом водного раствора HF.

  Монофторид кислорода, диоксофторид, оксид фтора, O₂F₂ — соединение нестабильно. При взаимодействии с льюисовскими кислотами (см. Кислоты и основания) образует соли диоксигенильного катиона O₂⁺, например: O₂F₂ + SbF₅ = O₂SbF₆ + ¹/₂F₂. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре — 196°С. Применяют в лаборатории как сильный фторирующий и окисляющий агент.

  Лит. см. при ст. Фтор.

  А. В. Панкратов.

Фтори'ды приро'дные, класс минералов, природные соединения элементов Na, К, Ca, Mg, Al, редкоземельных элементов (TR), реже Cs, Sr, Pb, Bi, В с фтором. Известно около 35 Ф. п. Различают простые Ф. п.: группа виллиомита — NaF, флюорита — CaF₂, селлаита — MgF₂, флюоцерита — (Ce, La) F₃, и комплексные, в которых комплексообразователями являются В, Al, Mg, TR, Si, а роль адденда выполняет фтор: группа авогадрита — (К, CS)[BF₄], криолита — Na₃[AlF₆], гагаринита — NaCa [TRF₆], нейборита — Na [MgF₆], веберита — Na₂[MgAlF₇], томсенолита — NaCa [AlF₆]·H₂O, малладрита — Na₂SiF₆] и др. Наиболее распространён в природе флюорит.

  Ф. п. бесцветны или окрашены в светлые тона, прозрачные или просвечивающие, со стеклянным блеском, низкой твёрдостью (2—5 по минералогической шкале), плотностью (2000—3180 кг/м³ исключение составляют фториды редких земель) и весьма низкими показателями преломления (1,30—1,50; у флюоцерита 1,61).

  Ф. п. возникают в возгонах вулканов (ферручит, авогадрит, криптогалит, малладрит и др.), встречаются как акцессорные минералы гранитов, щелочных пород и их эффузивных аналогов (флюорит). Они характерны для поздних стадий развития карбонатитов (флюорит), гранитных пегматитов, грейзенов и гидротермальных образований (флюорит), щелочных гранитов и связанных с ними метасоматитов (криолит, флюоцерит, гагаринит), а также луявритов, фойяитов и уртитов (виллиомит). Многие алюмофториды возникают при гидротермальном изменении криолита (томсенолит, ральстонит, пахнолит, веберит, хиолит и другие). В зоне окисления по эндогенным Ф. п. часто развиваются гипергенные: геарксутит, кридит, флюеллит, для осадочных толщ характерен флюорит (ратовкит). Практическое значение имеют флюорит и криолит.

  Лит.: Минералы. Справочник, т. 2, в. 1, М., 1963.

  А. И. Гинзбург.

Фтористоводоро'дная кислота', плавиковая кислота, водный раствор фтористого водорода HF; фтористый водород смешивается с водой в любых соотношениях. Азеотропная смесь содержит 38,26% HF, t_kип 112°С (750 мм рт. ст.), плотность 1,138 г/см³. Ф. к. реагирует с окислами с образованием фторидов. Растворяет фториды, образуя с ними комплексные соединения; интенсивно реагирует с силикатными материалами (в частности, со стеклом). Применяется как растворитель, служит для травления стекла, а также реагентом для получения фторидов.

  Лит. см. при ст. Фтор.

Фто'ристый водоро'д, HF, соединение фтора с водородом. Плотность 0,98 г/см³ (12°С), t_пл — 83,37°С, t_kип 19,43°С. Выше 19,43°С — бесцветный газ с резким запахом, раздражающим дыхательные пути, ниже этой температуры — бесцветная легкоподвижная жидкость; t_kpит 230,2°С, р_крит 9,45 Мн/м² (94,5 кгс/см²), энтальпия образования — 271 кдж/моль (—64,8 ккал/моль). Молекулы Ф. в. ассоциированы, степень ассоциации зависит от агрегатного состояния, температуры и давления. В газообразном Ф. в. ассоциаты включают три или четыре молекулы HF. ф. в. смешивается с водой в любых соотношениях. Водный раствор Ф. в. — фтористоводородная кислота.

  Безводный Ф. в. реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода (за исключением Al, Mg, Pb, Fe, Ni). Ф. в. взаимодействует со многими окислами, например SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O (реакция травления стекла). Ф. в. присоединяется к органическим соединениям по кратной связи, а в ряде случаев вызывает полимеризацию этих соединений. При действии Ф. в. в присутствии катализатора на полигалогеналканы фтор замещает в них галоген. Ф. в. служит хорошим растворителем неорганических и органических соединений; при этом, в отличие от водных растворов, электролитической диссоциации подвергается сам Ф. в., а не растворённое вещество.

  Промышленное получение ф. в. основано на реакции плавикового шпата с 98%-ной серной кислотой: CaF₂ + H₂SO₄ = 2HF + CaSO₄.

  Ф. в. широко применяется для получения синтетического криолита, в производстве урана, для синтеза фторорганических соединений, для травления стекла, в качестве катализатора алкилирования при получении бензина из нефти и др.

  Ф. в. токсичен; попадание на кожу вызывает ожоги, пары HF раздражают верхние дыхательные пути. Предельно допустимая концентрация паров Ф. в. в воздухе 0,0005 мг/л. Первая помощь — вдыхание кислорода; при попадании на кожу — погружение обожжённого участка в ледяной насыщенный раствор сернокислой магнезии или 70%-ный этиловый спирт.