วิกิพีเดีย

ฟลูออรีน

(เปลี่ยนทางจาก Fluorine)

ฟลูออรีน (อังกฤษ: fluorine) (จากภาษาFluere แปลว่า "ไหล") เป็นธาตุเคมีที่เป็นพิษและทำปฏิกิริยาได้มากที่สุด มีสัญลักษณ์ F และเลขอะตอม 9 เป็นธาตุแฮโลเจนที่เป็นเบาที่สุดและมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีมากที่สุด มักปรากฏอยู่ในรูปของแก๊สสีเหลืองที่ภาวะอุณหภูมิและความดันมาตรฐาน ธาตุนี้ทำปฏิกิริยาได้เกือบทุกธาตุรวมทั้งแก๊สมีสกุลบางตัว มีสมบัติเป็นอโลหะมากที่สุด (ถ้าไม่รวมแก๊สมีสกุล)

ฟลูออรีน, 00F
Small sample of pale yellow liquid fluorine condensed in liquid nitrogen
Liquid fluorine (F2 at extremely low temperature)
ฟลูออรีน
การอ่านออกเสียง
อัญรูปalpha, beta (see Allotropes of fluorine)
รูปลักษณ์เมื่ออยู่ในสถานะแก๊สจะมีสีเหลืองอ่อนมาก
เมื่ออยู่ในสถานะของเหลวจะมีสีเหลืองเข้ม
เมื่ออยู่ในของแข็งจะไม่มีสีและทึบขึ้นอยู่กับชนิดของของแข็ง
Standard atomic weight Ar°(F)
  • 18.998403162±0.000000005
  • 18.998±0.001 (abridged)[1]
ฟลูออรีนในตารางธาตุ
Hydrogen Helium
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon
Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon
Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
-
↑
F
↓
Cl
ออกซิเจน ← ฟลูออรีน → นีออน
หมู่group 17 (halogens)
คาบคาบที่ 2
บล็อก  บล็อก-p
การจัดเรียงอิเล็กตรอน[He] 2s2 2p5[2]
จำนวนอิเล็กตรอนต่อชั้น2, 7
สมบัติทางกายภาพ
วัฏภาค ณ STPgas
จุดหลอมเหลว53.48 K ​(−219.67 °C, ​−363.41[3] °F)
จุดเดือด85.03 K ​(−188.11 °C, ​−306.60[3] °F)
ความหนาแน่น (ณ STP)1.696[4] g/L
เมื่อเป็นของเหลว (ณ b.p.)1.505[5] g/cm3
Triple point53.48 K, ​90[3] kPa
Critical point144.41 K, 5.1724[3] MPa
ความร้อนแฝงของการกลายเป็นไอ6.51[4] kJ/mol
ความจุความร้อนโมลาร์(Cp) (21.1 °C) 825[5] J·mol−1·K−1
(Cv) (21.1 °C) 610[5] J/(mol·K)
ความดันไอ
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
at T (K) 38 44 50 58 69 85
สมบัติเชิงอะตอม
เลขออกซิเดชัน−1, 0[6] (oxidizes oxygen)
อิเล็กโตรเนกาทิวิตีPauling scale: 3.98[7]
รัศมีอะตอมcalculated: 42 pm
รัศมีโคเวเลนต์64[8] pm
รัศมีวานเดอร์วาลส์135[9] pm
Color lines in a spectral range
Color lines in a spectral range
เส้นสเปกตรัมของฟลูออรีน
สมบัติอื่น
โครงสร้างผลึก ​มอโนคลินิกฐาน-กลาง
สถานะแอลฟา (อุณหภูมิต่ำ)[10]
การนำความร้อน0.02591[11] W/(m⋅K)
ความเป็นแม่เหล็กdiamagnetic, −1.2×10−4 (SI)[12][13]
เลขทะเบียน CAS7782-41-4[7]
ประวัติศาสตร์
การตั้งชื่อตามแร่ฟลูออไรต์ ตัวมันเองตั้งชื่อตามละตินว่า fluo (ไหล, ในการหลอม)
การค้นพบอ็องเดร-มารี อ็องแปร์ (1810)
การแยกให้บริสุทธิ์เป็นครั้งแรกเฮนริ มัวซอง[7] (26 มิถุนายน 1886)
Named byฮัมฟรี เดวี
ไอโซโทปของฟลูออรีน
ไม่มีหน้า แม่แบบ:กล่องข้อมูลไอโซโทปของฟลูออรีน
หมวดหมู่ หมวดหมู่: ฟลูออรีน
| แหล่งอ้างอิง

ลักษณะ

แก้

ไอโซโทป

แก้
บทความหลัก: ไอโซโทปของฟลูออรีน

นิวเคลียสของฟลูออรีนประกอบด้วย 9 โปรตอน 9 นิวตรอน แต่ไอโซโทปที่เสถียรของฟลูออรีนนั้น คือ ฟลูออรีน–19 มีโปรตอน 10 โปรตอน ส่วนไอโซโทปของฟลูออรีนที่สังเคราะห์ขึ้นมี 17 ไอโซโทปมีมวลอะตอมตั้งแต่ 14–31 (ยกเว้น 19) ในบรรดาไอโซโทปเหล่านี้ ไอโซโทปที่เสถียรที่สุด คือ ฟลูออรีน–18 ด้วยครึ่งชีวิต 109.77 นาที ไอโซโทปที่มวลเบาส่วนใหญ่จะสลายตัวด้วยวิธีการจับยึดอิเล็กตรอน ฟลูออรีน–17 และฟลูออรีน-18 สลายตัวด้วยการแบ่งแยกโพซิตรอน ส่วนไอโซโทปที่หนักกว่าฟลูออรีน–19 จะสลายด้วยวิธีการสลายให้อนุภาคบีตา

โครงสร้างอะตอม

แก้

อะตอมฟลูออรีนในธรรมชาติมี 9 อิเล็กตรอน มีอิเล็กตรอนน้อยกว่านีออนอยู่ 1 อิเล็กตรอน ดังในการจัดเรียงอิเล็กตรอนของฟลูออรีน [He] 2s2 2p5[16] อะตอมของฟลูออรีนมีรัศมีโควาเลนซ์เพียง 64 พิโกเมตร ซึ่งมีขนาดใกล้เคียงกับอะตอมออกซิเจนและอะตอมนีออน[note 1][17][18]

 
โครงสร้างของอะตอมฟลูออรีน

พลังงานไอออไนเซชั่นของฟลูออรีนสูงเป็นอันดับ 2 ในคาบเดียวกัน คือมีพลังงานไอออไนเซชั่นลำดับที่ 1 1,681 กิโลจูล/โมล ซึ่งรองจากนีออนที่มีพลังไอออไนเซชั่นลำดับที่ 1 2,080 กิโลจูลต่อโมล[19] แต่ในหมู่เดียวกันแล้วฟลูออรีนมีพลังงานไอออเนเซชันมากที่สุด ทำให้อิเล็กตรอนยากที่จะหลุดออกจากอะตอมฟลูออรีนแต่จะได้รับอิเล็กตรอนเข้ามาง่าย แต่ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity)ของฟลูออรีนเป็นอันดับ 2 ซึ่งรองจากคลอรีน[20]ที่มีค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนอยู่ 352.4 แต่ฟลูออรีนมีค่านี้อยู่ 331.4 ส่วนค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีหรือสภาพไฟฟ้าลบของธาตุของฟลูออรีนมีมากที่สุดในบรรดาธาตุใด ๆ คือมีค่าเท่ากับ 4.0[21]

โครงสร้างโมเลกุล

แก้
บทความหลัก: ไดฟลูออไรด์

โมเลกุลของฟลูออรีนส่วนใหญ่จะเป็นรูปของ F2 หรือไดฟลูออไรด์ พลังงานระหว่างพันธะของ F2 มีค่าน้อยกว่าพลังงานระหว่างพันธะของ Cl2 และ Br2 ถ้าฟลูออรีนไม่ได้อยู่เป็นคู่จะมีเป็นแม่เหล็กไดอะแมกเนติกแต่ถ้าอยู่กันเป็นคู่แล้วจะมีแม่เหล็กเป็นพาราแมกเนติก ซึ่งคล้ายกับออกซิเจนและไนโตรเจน

สถานะ

แก้
บทความหลัก: สถานะของฟลูออรีน

ฟลูออรีนมีสถานะเป็นแก๊สที่อุณหภูมิห้อง[22] เป็นแก๊สที่มีสีเหลืองอ่อนฟลูออรีนบริสุทธิ์มีสีเหลืองอ่อนมาก[23] ฟลูออรีนจะควบแน่นเป็นฟลูออรีนเหลวที่อุณหภูมิ -188 องศาเซลเซียส (-307 องศาฟาเรนไฮต์)[24] ซึ่งเป็นอุณหภูมิที่ใกล้เคียงกับอุณหภูมิที่ออกซิเจนและไนโตรเจนควบแน่นเป็นของเหลว

ฟลูออรีนจะเป็นของแข็งได้ที่อุณหภูมิ -220 องศาเซลเซียส (-363 องศาฟาเรนไฮต์)[24] ซึ่งอะตอมฟลูออรีนในฟลูออรีนแข็งนี้จะจัดเรียงเป็นรูปลูกบาศก์ หรือที่เรียกว่าบีตา–ฟลูออรีน ในสถานะนี้ฟลูออรีนจะมีลักษณะเป็นของแข็งโปร่งใสและนุ่ม ในอุณหภูมิ -228 องศาเซลเซียส (-378 องศาฟาเรนไฮต์) ฟลูออรีนจะสามารถเปลี่ยนสถานะจากของแข็งไปเป็นของแข็งโดยที่โครงสร้างคริสตัลจะเปลี่ยนไปเท่านั้นคือเป็นมอโนคลินิกหรือที่เรียกว่าแอลฟา–ฟลูออรีน ซึ่งจะมีสีทึบและยากที่จะปิดตัว พลังงานที่เปลี่ยนโครงสร้างคริสตัลนี้มากกว่าพลังงานที่ใช้เปลี่ยนสถานะที่จุดหลอมเหลวและสามารถจะรุนแรงขึ้นไปอีก[10][25] ในปกติ ฟลูออรีนแข็งค่อนข้างที่จะคล้ายกับออกซิเจนแข็งมากกว่าธาตุในหมู่แฮโลเจนที่อยู่ในสถานะของแข็ง[10][25]

การเกิดปฏิกิริยาเคมี

แก้

ฟลูออรีนเมื่อเกิดปฏิกิริยาแล้วบ่อยครั้งที่จะเกิดอย่างฉับพลันหรือเกิดระเบิดขึ้น สารหลายอย่างที่ถือว่าโดยทั่วไปว่าเป็นปฏิกิริยาทางเคมีเช่นผงเหล็ก เศษแก้วและใยหิน เส้นใยนี้เกิดปฏิกิริยากับฟลูออรีนเย็นได้ง่าย น้ำและไม้สามารถถูกเผาไฟได้โดยนำไปใกล้กับฟลูออรีนโดยที่ไม่ต้องมีจุดประกายไฟ[22][26]

วิดีโอหลายคลิปจากแหล่งข้อมูลภายนอก
  Bright flames during fluorine reactions
  Fluorine reacting with caesium

ฟลูออรีนได้ถูกนำไปใช้ในการเกิดสารประกอบของแก๊สมีสกุลโดยที่ฟลูออรีนทำปฏิกิริยากับแพลตทินัม แพลเลเดียม หรือเหล็กเกิดเป็น PtF6 PdF6 FeF6 แล้วนำไปใช้เป็นตัวออกซิไดส์ที่สามารถดึงอิเล็กตรอนของแก๊สมีสกุลแล้วให้ความร้อน ดังสมการ

Xe + PtF6(g) → [Xe+][(PtF6)-]

การปรากฏ

แก้

เอกภพ

แก้

เอกภพมีฟลูออรีนเป็นส่วนประกอบที่ 40 ส่วนในพันล้านส่วน ฟลูออรีนเป็นที่คาดกันว่าจะเป็นธาตุที่พบมากที่สุดเป็นอันดับที่ 24 ในเอกภพ มันเป็นธาตุเบาที่หายาก (ธาตุที่เบากว่ามีแนวโน้มที่จะพบมาก) ธาตุทั้งหมดตั้งแต่ ธาตุที่ 6–14 ยกเว้นธาตุที่ 11[27] มีในเอกภพมากกว่าฟลูออรีน 100–1,000 เท่า ในลำดับการทำปฏิกิริยาฟิวชันบนดาวฤกษ์จะผลิต ออกซิเจน คาร์บอน นีออน และอื่น ๆ โดยที่ไม่มีฟลูออรีนผลิตออกมา ถึงจะผลิตได้แต่มันจะถูกทำลายอย่างรวดเร็วโดยปฏิกิริยาฟิวชันอื่น ๆ[27][28]

โลก

แก้

ฟลูออรีนเป็นธาตุลำดับที่ 13 ตามธาตุที่พบมากในเปลือกโลก ในเปลือกโลกประกอบไปด้วยฟลูออรีน 600–700 ส่วนในล้านส่วน โดยมวล ส่วนใหญ่แล้วจะพบฟลูออรีนในรูปของสารประกอบ ซึ่งเป็นแร่[29][30] แร่ที่สำคัญที่มีฟลูออรีน ได้แก่

  • แร่ฟลูออไรต์ – (CaF2) หรือ ฟลูออสปาร์ เป็นแหล่งที่มาหลักของฟลูออรีนในเชิงพาณิชย์ ฟลูออไรต์นี้พบได้ทั่วโลก ประเทศจีนเป็นประเทศที่ต้องการแร่นี้มากกว่าครึ่งหนึ่งของความต้องการของโลก รองลงมาเป็นประเทศแม็กซิโก ประเทศสหรัฐอเมริกาสามารถผลิตฟลูออไรต์ได้มากที่สุดในช่วงศตวรรษที่ 20 แต่เหมืองแร่แห่งสุดท้ายในรัฐอิลลินอยได้ถูกปิดลงในปี ค.ศ. 1995[30][31][32][33][34]
  • ฟลูออร์อะพาไทด์ – (Ca5(PO4)3F) และอะพาไทด์อื่นๆ ถูกขุดออกมาในปริมาณที่มากเนื่องจากอะพาไทด์จะถูกนำไปสกัดเอาฟอสฟอรัสมาทำปุ๋ยฟอสเฟต ฟลูออรีนบนโลกส่วนใหญ่อยู่ในแร่ชนิดนี้ แต่เศษของฟลูออรีนที่น้อยมาก (3.5 %) จะถูกทิ้งเป็นของเสีย มีแต่ในสหรัฐอเมริกาเท่านั้นที่เก็บฟลูออรีนนี้ไว้เพื่อทำเฮกซะฟลูออโรซิลิเกต (SiF6) เพื่อใช้ในการจัดหาน้ำโดยการฟลูออไรเดชั่น[30]
  • ไครโอไลต์ – (Na3AlF6) เป็นที่มีแร่ที่มีฟลูออรีนที่มีในโลกน้อยที่สุด แต่เดิมแร่นี้ใช้ในการผลิตอะลูมิเนียม เหมืองแร่เชิงพาณิชย์หลักที่ชายฝั่งตะวันตกของกรีนแลนด์ได้ถูกปิดลงในปี ค.ศ. 1987[30]
แร่หลักที่มีฟลูออรีนเป็นส่วนประกอบ
     
ฟลูออไรต์ ฟลูออร์อะพาไทด์ ไครโอไลต์

นอกจากนี้ยังมีแร่อื่น ๆ อีกเช่น พลอย บุษราคัม อยู่ในรูปของฟลูออไรด์ ฟลูออไรด์นั้นพบในน้ำทะเลซึ่งต่างจากแฮไลด์อื่น ๆ เพราะโลหะแอลคาไลน์เอิร์ทจะตกตะกอนเมื่อนำมันออกจากน้ำ ฟลูออรีนนั้นยังถูกพบในขณะที่ภูเขาไฟระเบิดและจากน้ำพุร้อนใต้ดิน จุดกำเนิดของฟลูออรีนที่ดีที่สุดนี้นยังไม่แน่ชัด[35]

สารประกอบ

แก้
บทความหลัก: สารประกอบฟลูออรีน

ฟลูออรีนส่วนใหญ่มีเลขออกซิเดชั่น -1 เพราะฟลูออรีนขาดอิเล็กตรอนอีก 1 ก็จะเกิดความเสถียร ดั้งนั้นฟลูออรีนจึงเกิดสารประกอบกับโลหะแอลคาไลและธาตุที่มีเลขออกซิเดชั่น +1 ได้ง่าย

ไฮโดรเจนฟลูออไรด์

แก้
บทความหลัก: ไฮโดรเจนฟลูออไรด์ และ กรดไฮโดรฟลูออริก

ฟลูออรีนเกิดปฏิกิรยากับไอโดรเจนเกิดเป็นสารประกอบที่เรียกว่า ไฮโดรเจนฟลูออไรด์ (HF) หรือที่มันละลายน้ำแล้วจะเป็นกรดไฮโดรฟลูออริก (H+F) จุดเดือดของไฮโดรเจนฟลูออไรด์สูงกว่าไฮโดรเจนแฮไลด์อื่น ๆ[36][37][38] เช่นเดียวกับไดไฮโดรเจนออกไซด์ ที่มีจุดเดือดสูงกว่าไดไฮโดรเจนซัลไฟด์ ไดไฮโดรเจนซีลีไนด์ ไดไฮโดรเจนเทลลูไรด์

ในสารละลายน้ำ ไฮโดรเจนฟลูออไรด์เป็นกรดอ่อน ในขณะที่ไฮโดรแฮลิกอื่น ๆ เป็นกรดแก่[39][note 2] กรดไฮโดรฟลูออริกนำไปใช้เป็นงานศิลปะที่ทำโดยกระจกเพื่อใช้ให้มันกัดกระจก[41][42]

สารประกอบกับแก๊สมีสกุล

แก้

สารประกอบแรกที่เกิดสารประกอบฟลูออรีนกับแก๊สมีสกุลคือ ซีนอนเททระฟลูออไรด์ ต่อมาก็สามารถสร้างสารประกอบที่มีฟลูออรีน 2 อะตอมได้คือ เรดอนไดฟลูออไรด์แล้วคาดว่าจะเกิดกับซีนอนและคริปทอนได้ ส่วนสารประกอบที่เกิดขึ้นกับแก๊สมีสกุลที่เบากว่าจะสลายตัวไปอย่างรวดเร็ว และจะเกิดขึ้นในสภาพที่มีความดันสูง อุณหภูมิต่ำ เช่นอาร์กอนเฮกซะฟลูออโรไฮเดรต (ArHF6) และฮีเลียมเฮกซะฟลูออโรไฮเดรต (HeHF6) ส่วนนีออนนั้นยังไม่พบสารประกอบกับฟลูออรีน

การนำไปใช้ประโยชน์

แก้

ความอันตราย

แก้

ฟลูออรีนนั้นมีความอันตรายสูงมากถ้ามันบริสุทธิ์ มันจะทำให้เกิดรอยไหม้เมื่อโดนผิวหนัง เมื่อมีปริมาณ 25 ส่วนในล้านส่วนมันจะสามารถทำร้ายดวงตา ทางเดินหายใจ ปอดรวมถึงตับและไตด้วย ถ้ามีปริมาณ 100 ส่วนในล้านส่วนจะทำให้ตาและจมูกของมนุษย์ได้รับความเสียหายอย่างหนัก

เชิงอรรถ

แก้
  1. ↑ Exact comparison of the sizes of fluorine, oxygen and neon atoms is not possible because of conflicting estimates from different sources.
  2. ↑ For more detail, see explanation by Jim Clark.[40]

รายการอ้างอิง

แก้
  1. ↑ "Standard Atomic Weights: Fluorine". CIAAW. 2021.
  2. ↑ Jaccaud et al. 2000, p. 381.
  3. ↑ 3.0 3.1 3.2 3.3 Haynes, William M., บ.ก. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). CRC Press. p. 4.121. ISBN 1439855110.
  4. ↑ 4.0 4.1 Aigueperse et al. 2005, "Fluorine", p. 2.
  5. ↑ 5.0 5.1 5.2 Compressed Gas Association (1999). Handbook of compressed gases. Springer. p. 365. ISBN 9780412782305.
  6. ↑ Himmel, D.; Riedel, S. (2007). "After 20 Years, Theoretical Evidence That 'AuF7' Is Actually AuF5·F2". Inorganic Chemistry. 46 (13). 5338–5342. doi:10.1021/ic700431s.
  7. ↑ 7.0 7.1 7.2 7.3 Aigueperse et al. 2005, "Fluorine", p. 1.
  8. ↑ Dean 1999, p. 4.35.
  9. ↑ Kim, Sung-Hoon (2006). Functional dyes. Elsevier. p. 257. ISBN 9780444521767.
  10. ↑ 10.0 10.1 10.2 Young, David A. (1975). Phase Diagrams of the Elements (Report). Springer. p. 10. สืบค้นเมื่อ 10 June 2011.
  11. ↑ Yaws & Braker 2001, p. 385.
  12. ↑ Mackay, Mackay & Henderson 2002, p. 72.
  13. ↑ Cheng, H.; Fowler, D. E.; Henderson, P. B.; Hobbs, J. P.; Pascaloni, M. R. (1999). "On the magnetic susceptibility of fluorine". Journal of Physical Chemistry A. 103 (15): 2861–2866. doi:10.1021/jp9844720.
  14. ↑ 14.0 14.1 14.2 Dean 1999, p. 4.6.
  15. ↑ Chiste, V. (2006). "F-18" (PDF). Table de radionucleides. Laboratoire National Henri Becquerel. สืบค้นเมื่อ 15 June 2011. {{cite web}}: ไม่รู้จักพารามิเตอร์ |coauthors= ถูกละเว้น แนะนำ (|author=) (help)
  16. ↑ Jaccaud et al. 2005, p. 1.
  17. ↑ Cordero et al. 2008.
  18. ↑ Pyykkö & Atsumi 2009.
  19. ↑ Dean 1999, p. 564.
  20. ↑ Lide 2004, pp. 10.137–10.138.
  21. ↑ Moore, Stanitski & Jurs 2010, p. 156.
  22. ↑ 22.0 22.1 Jaccaud et al. 2005, p. 2.
  23. ↑ Burdon, Emson & Edwards 1987.
  24. ↑ 24.0 24.1 Dean 1999, p. 523.
  25. ↑ 25.0 25.1 Barrett, Meyer & Wasserman 1967.
  26. ↑ Nelson 1947.
  27. ↑ 27.0 27.1 อ้างอิงผิดพลาด: ป้ายระบุ <ref> ไม่ถูกต้อง ไม่มีการกำหนดข้อความสำหรับอ้างอิงชื่อ Crosswell
  28. ↑ Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium; Donald Clayton; pages 101-104
  29. ↑ Jaccaud et al. 2005, p. 4.
  30. ↑ 30.0 30.1 30.2 30.3 Greenwood & Earnshaw 1998, p. 795.
  31. ↑ Villalba, Ayres & Schroder 2008.
  32. ↑ Kelly 2005.
  33. ↑ Lusty et al. 2008.
  34. ↑ อ้างอิงผิดพลาด: ป้ายระบุ <ref> ไม่ถูกต้อง ไม่มีการกำหนดข้อความสำหรับอ้างอิงชื่อ KGS fluorite terminology
  35. ↑ Gribble 2002.
  36. ↑ Pauling 1960, pp. 454–464.
  37. ↑ Atkins & Jones 2007, pp. 184–185.
  38. ↑ Emsley 1981.
  39. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, p. 425.
  40. ↑ Clark, Jim (2002). "The acidity of the hydrogen halides". สืบค้นเมื่อ 4 September 2011.
  41. ↑ Chambers & Holliday 1975, pp. 328–329.
  42. ↑ TMH 2010, p. 15.22.
 

บทความเคมีนี้ยังเป็นโครง คุณสามารถช่วยวิกิพีเดียได้โดยการเพิ่มเติมข้อมูล

เข้าถึงจาก "https://th.wikipedia.org/w/index.php?title=ฟลูออรีน&oldid=11956690"