Бариум

Бариум (₅₆Ba)
Општи својства
Име и симбол	бариум (Ba)
Изглед	сребрено-сива
Бариумот во периодниот систем
	цезиум ← бариум → лантан
Атомски број	56
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)	137,327(7)
Категорија	земноалкални метали
Група и блок	група 2 (земноалкални), s-блок
Периода	VI периода
Електронска конфигурација	[Xe] 6s2
по обвивка	2, 8, 18, 18, 8, 2
Физички својства
Фаза	цврста
Точка на топење	1.000 K (727 °C)
Точка на вриење	2.118 K (1.845 °C)
Густина близу с.т.	3,51 г/см3
кога е течен, при т.т.	3,338 г/см3
Топлина на топење	7,12 kJ/mol
Топлина на испарување	142 kJ/mol
Моларен топлински капацитет	28,07 J/(mol·K)
Атомски својства
Оксидациони степени	+2, +1 (силен базичен оксид)
Електронегативност	Полингова скала: 0,89
Енергии на јонизација	I: 502,9 kJ/mol ; II: 965,2 kJ/mol ; II: 3.600 kJ/mol
Атомски полупречник	емпириски: 222 пм
Ковалентен полупречник	215±11 пм
Ван дер Валсов полупречник	268 пм
	Спектрални линии на бариум
Разни податоци
Кристална структура	телоцентрирана коцкеста (тцк)
Брзина на звукот тенка прачка	1.620 м/с (при 20 °C)
Топлинско ширење	20,6 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост	18,4 W/(m·K)
Електрична отпорност	332 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно подредување	парамагнетно
Модул на растегливост	13 GPa
Модул на смолкнување	4,9 GPa
Модул на збивливост	9,6 GPa
Мосова тврдост	1,25
CAS-број	7440-39-3
Историја
Откриен	Карл Вилхелм Шиле (1772)
Првпат издвоен	Хамфри Дејви (1808)
Најстабилни изотопи
	Главна статија: Изотопи на бариумот
	Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани
	преглед; разговор; уреди; \| наводи \| Википодатоци

Бариум (Ba, лат. barium) — хемиски елемент од IIA група ^[3]^[4] ., поточно земноалкален метал. Името бариум потекнува од алхемискиот дериват "барит" (анг. baryte), од грчкиот збор βαρύς (барис), што значи "тежок". Бариум бил идентификуван како нов елемент во 1774 година, но не се водел како метал до 1808 година, кога се вовел како таков со доаѓањето на електролиза.

Бариумот е застапен во Земјината кора во количина од 500 ppm (анг. parts per million).

Поради својата висока хемиска реактивност, бариумот никогаш не се наоѓа во природата како слободен елемент. Неговиот хидроксид, познат во предвремените времиња како барита, не се јавува како минерал, но може да се подготви со загревање на бариум карбонат.

Најчестите природни минерали на бариум се барит (бариум сулфат, BaSO4) и аерит (бариум карбонат, BaCO3), коишто се нерастворливи во вода. Поради тоа се користат во медицината, како контрасно средство за ренгенско снимање на гастроинтестиналниот стракт (не се раствораат во желудечната киселина).

Бариумот има неколку индустриски апликации. Историски гледано, се користи како гетер за вакуумски цевки и во форма на оксид како емизивен слој на индиректно загреани катоди. Тој е составен дел на YBCO (високотемпературни суперспроводници) и електрокерамика и се додава во челик и леано железо за да се намали големината на јаглеродни зрна во микроструктурата. Бариумските соединенија се додаваат во огномети за да дадат зелена боја. Бариум сулфатот се користи како нерастворлив додаток на течност за дупчење на нафта, како и во почиста форма, како агенси за рентгенско зрачење за сликање на човечкиот гастроинтестинален тракт. Растворливиот јон на бариум и растворливите соединенија се отровни и се користат како родентициди.

Особености

Физички одлики

Бариумот е мек, сребрено-бел метал, со мала златна нијанса кога е многу чист ^[5]: 2 Сребрено-белата боја на бариумот брзо исчезнува по оксидација на воздух што содава слој од темносив оксид. Бариум има средна специфична тежина и добра електрична спроводливост. Многу бавен бариум е многу тешко да се подготви, па затоа многу својства на бариум сè уште не се точно измерени.^[5]^:2

На собна температура и притисок, бариумот има кубична структура во центарот на телото, со растојание од бариум-бариум од 503 пикометри, проширување со загревање со стапка од приближно 1,8 × 10-5 / °C.^[5]^:2: 2 Тоа е многу мек метал со Мохсова цврстина (Mohs hardness) од 1,25.^[5]^:2: 2 Нејзината температура на топење 1.000 K (730 °C; 1.340 °F) ^[6]: 4-43 е средна помеѓу оние на полесни стронциум (1.050 K или 780 °C или 1.430 °F) ^[6]^:4–86: 4-86 и потешкиот радиум (973 K или 700 °C или 1,292 °F);^[6]^:4–78: 4-78, но неговата точка на вриење е 2.170 K (1.900 °C; 3.450 °F) го надминува оној на стронциум (1.655 К или 1.382 ° С или 2.519 °F).^[6]^:4–86: 4-86 . Густината (3.62 g / cm3) ^[6]^:4–43: 4-43 е исто така средна помеѓу оние на стронциум (2.36 g / cm3) ^[6]^:4–86: 4-86 и радиум (~ 5 g / cm3).^[6]^:4–78: 4-78

Хемиски одлики

Бариумот е хемиски сличен со магнезиум, калциум и стронциум, дури и пореактивен. Секогаш ја покажува состојбата на оксидација од +2, освен во неколку ретки и нестабилни молекуларни видови кои се одликуваат само во гасна фаза, како што е BaF.^[5]^:2: 2 Реакциите со халогените се високо егзотермични (ослободување енергија); реакцијата со кислород или воздух се јавува на собна температура и затоа бариум се складира под масло или во инертна атмосфера.^[5]^:2: 2 Реакциите со други неметали, како што се јаглерод, азот, фосфор, силициум и водород, генерално се егзотермични и продолжуваат со загревање ^[5]^:2–3: 2-3. Реакциите со вода и алкохоли се доста егзотермични и ослободуваат водороден гас:^[5]^:3: 3

Ba + 2 ROH → Ba (OR) 2 + H2 ↑ (R е алкилна група или атом на водород)

Бариумот реагира со амонијак за да формира комплекси како Ba(NH3) 6.^[5]^:3

3

Металот е лесно нападнат од повеќето киселини. Сулфурната киселина е значаен исклучок бидејќи пасивацијата ја запира реакцијата со формирање на нерастворлив бариум сулфат на површината.^[7] Бариумот се комбинира со неколку метали, вклучувајќи алуминиум, цинк, олово и калај, формирајќи интерметални фази и легури.^[8]

Соединенија

Избрани густини на алкална и цинкова сол, g / cm3
	O2−	S2−	F−	Cl−	SO2− 4	CO2− 3	O2− 2	H−
Ca2+ ^[6]^:4–48–50	3.34	2.59	3.18	2.15	2.96	2.83	2.9	1.7
Sr2+ ^[6]^:4–86–88	5.1	3.7	4.24	3.05	3.96	3.5	4.78	3.26
Ba2+ ^[6]^:4–43–45	5.72	4.3	4.89	3.89	4.49	4.29	4.96	4.16
Zn2+ ^[6]^:4–95–96	5.6	4.09	4.95	2.09	3.54	4.4	1.57	—

Бариумските соли обично се бели кога се цврсти и безбојни кога се раствораат, додека бариумските јони не даваат специфични бои.^[9] Тие се погусти од стронциумот или аналозите на калциум, освен халидите (види табела, цинк е даден за споредба).

Бариум хидроксидот ("баритa") бил познат на алхемичарите, кој го произведувал со загревање на бариум карбонат. За разлика од калциум хидроксидот, тој апсорбира многу малку СО2 во водени раствори и затоа е нечувствителен на атмосферските флуктуации. Овој имот се користи за калибрирање на pH опрема.

Испарливите бариум соединенија горaт со зелен до бледо зелен пламен, што е ефикасен тест за откривање на бариум соединение. Бојата е резултат на спектралните линии на 455,4, 493,4, 553,6 и 611,1 nm.^[5]^:3: 3

Органобариумските соединенија се растечко поле на знаење: неодамна откриени се dialkylbariums и алкилхолобариуми ^[5]^:3:

Изотопи

Бариумот пронајден во Земјината кора е мешавина од седум исконски нуклиди, бариум-130, 132 и 134-138.^[10] Бариум-130 подложува многу бавно радиоактивно распаѓање на ксенон-130 со двојно бета плус распаѓање, а бариумот-132 теоретски се распаѓа слично на ксенон-132, со полуживот илјади пати поголем од возраста на Универзумот.^[11] Изобилството е ~ 0,1% од природниот бариум.^[10] Радиоактивноста на овие изотопи е толку слаба што не претставува опасност за животот.

Од стабилните изотопи, бариум-138 ги содржи 71,7% од сите бариум; други изотопи имаат намалено изобилство со намалување на масениот број.^[10]

Вкупно бариум има околу 40 познати изотопи, кои се движат во маса помеѓу 114 и 153. Најстабилниот вештачки радиоизотоп е бариум-133 со полуживот од околу 10,51 година. Пет други изотопи имаат полуживоти повеќе од еден ден ^[11] . Бариумот, исто така, има 10 мета држави, од кои бариум-133m1 е најстабилен со полуживот од околу 39 часа.^[11]

Историја

Алхемичарите во раниот среден век знаеле за некои бариумски минерали. Нежните камења како минерални барити биле пронајдени во вулканска карпа во близина на Болоња, Италија, и така биле наречени "Болоњски камења". Алхемичарите биле привлечени кон нив, бидејќи по изложеноста на светлина тие светат со години. [14] Фосфоресцентните својства на барите, загревани со органски материи, биле опишани од V. Casciorolus во 1602. [7]: 5

Во 1774 година Карл Шиле утврдил дека барите содржат нов елемент, но не можел да го изолира бариумот, туку само бариум оксид. Јохан Готлиб Ган исто така го изолирал бариум оксидот две години подоцна во слични студии. Оксидираниот бариум првпат бил нарекуван "бароти" од Гајтон де Морво, име кое Антоан Лавуазје го променил во барита. Исто така, во 18 век, англискиот минералог Вилијам Витеринг забележал тежок минерал во рудниците на Камберленд, сега познати како осети. Бариумот првпат бил изолиран со електролиза на стопените бариумски соли во 1808 година од страна на Сер Хемфри Дејви во Англија. [15] Дејви, по аналогија со калциум, наречен "бариум" по барите, со "-умум" кој завршува со означување на метален елемент. [14] Роберт Бунсен и Август Матисен добиле чист бариум со електролиза на стопена смеса од бариум хлорид и амониум хлорид [16]. [17]

Производството на чист кислород во процесот на Брин имаше голема примена на бариум пероксид во 1880-тите, пред да биде заменета со електролиза и фракционална дестилација на течен воздух во раните 1900-ти. Во овој процес, бариум оксидот реагира на 500-600 °C (932-1,112 °F) со воздух за да формира бариум пероксид, кој се распаѓа над 700 °C (1,292 °F) со ослободување на кислород: [18] [19]

2 BaO + O₂ ⇌ 2 BaO₂

Бариум сулфатот за првпат се применува како средство за радиоконтраст кај снимањето на Х-зраци на дигестивниот систем во 1908 година. [20]

Појавување и производство

Изобилството на бариум е 0,0425% во Земјината кора и 13 μg / L во морската вода. Примарниот комерцијален извор на бариум е барита (исто така наречен барити или тежок ранец), минерал од бариум сулфат [7]: 5 со депозити во многу делови на светот. Друг комерцијален извор, далеку помалку важен од барита, е орој, минерал од бариум карбонат. Главните депозити се наоѓаат во Англија, Романија и поранешниот СССР [7]: 5

Резервите на барите се проценуваат меѓу 0,7 и 2 милијарди тони. Максималното производство, 8,3 милиони тони, беше произведено во 1981 година, но само 7-8% беше искористена за бариум метал или соединенија. [7]: 5 Производството Барите се зголеми од втората половина на 1990-тите, од 5,6 милиони тони во 1996 година до 7,6 во 2005 и 7,8 во 2011 година. Кина брои повеќе од 50% од овој производ, по што следуваат Индија (14% во 2011 година), Мароко (8,3%), САД (8,2%), Турција (2,5%), Иран и Казахстан (По 2.6%). [21]

Рудната руда се мие, смачкана, класифицирана и одделена од кварц. Ако кварцот премногу длабоко продира во рудата, или содржината на железо, цинк или олово е ненормално висока, и поради тоа тогаш се користи пена флотација. Производот е 98% чист барита (по маса); чистотата треба да биде не помалку од 95%, со минимална содржина на железо и силициум диоксид. [7]: 7 потоа се намалува со јаглерод до бариум сулфид: [7]: 6

BaSO₄ + 2 C → BaS + 2 CO₂↑

Бариум сулфидот растворлив во вода е појдовна точка за други соединенија: реакцијата на BaS со кислородот создава сулфат, азотна киселина, нитрат, јаглероддиоксид, карбонат и така натаму. [7]: 6 Нитратот може топлински да се распадне за да го даде оксидот. [7]: 6 Бариум метал се произведува со редукција со алуминиум на 1.100 °C (2.010 °F). Прво произведено е интерметаллично соединение BaAl4: [7]: 3

3 BaO + 14 Al → 3 BaAl₄ + Al₂O₃

BaAl4 е посредник кој реагиран со бариум оксид го произведува металот. Забележете дека не е намален целиот бариум. [7]: 3

8 BaO + BaAl₄ → Ba↓ + 7 BaAl₂O₄

Останатиот бариум оксид реагира со формираниот алуминиум оксид: [7]: 3

BaO + Al₂O₃ → BaAl₂O₄

и целокупната реакција е [7]: 3

4 BaO + 2 Al → 3 Ba↓ + BaAl₂O₄

Бариумската пареа е кондензирана и спакувана во калапи во атмосфера на аргон [7]: 3 Овој метод се користи комерцијално, давајќи ултрачист бариум. [7]: 3 Најчесто се продава бариум чист од околу 99%, а главните нечистотии се стронциум и калциум (до 0,8% и 0,25%) и други загадувачи кои придонесуваат помалку од 0,1%. [7]: 4

Слична реакција со силициум на 1,200 °C (2,190 °F) дава бариум и бариум метасиликат [7]: 3 Електролизата не се користи бидејќи бариот лесно се раствора во стопените халиди и производот е прилично нечист [7]: 3

Скапоцен камен

Бариум минералот, бенитоит (бариум титан силикат), се јавува како многу редок син флуоресцентен скапоцен камен, и е официјален државен дијамант на Калифорнија.

Примена

Метал и легури

Бариумот, како метал или кога е легиран со алуминиум, се користи за отстранување на несакани гасови (готвење) од вакуумски цевки, како што се телевизиските цевки. [7]: 4 Бариумот е погоден за оваа намена поради нискиот притисок на пареа и реактивност кон кислород, азот, јаглерод диоксид и вода; дури може делумно да ги отстрани благородните гасови со растворање во кристална решетка. Оваа апликација постепено исчезнува поради зголемената популарност на LCD-тубиците и плазма комплетите [7]: 4

Другите употреби на елементарен бариум се мали и вклучуваат додаток на силумин (алуминиум-силициум легури), кој ја рафинира нивната структура, како и [7]: 4

лого легури;
легури за лемење со олово-калај - за зголемување на отпорноста на лази;
легура со никел за свеќички;
додаток на челик и леано железо како инокулант;
легури со калциум, манган, силициум и алуминиум како висококвалитетни челични деоксидизери.

Бариум сулфат и барита

Бариум сулфатот (минерал барите, BaSO4) — важен за нафтената индустрија како течност за дупчење во нафтените и гасните бунари [8]: 4-5. Талогот на соединението (наречено "бланко фикс" од француски за "постојан бела ") се користи во бои и лакови; како полнач во мастило, пластика и гуми; како слој на пигмент за хартија; и во наночестичките, за да се подобрат физичките својства на некои полимери, како што се епоксидите. [7]: 9

Бариум сулфатот има ниска токсичност и релативно висока густина од околу 4.5 g / cm3 (а со тоа и непроѕирноста на Х-зраците). Поради оваа причина се користи како агент за радиоконтраст во снимањето на Х-зраци на дигестивниот систем ("бариумски оброци" и "бариумски клизми"). [8]: 4-5. Литопон, пигмент кој содржи бариум сулфат и цинк сулфид, е постојано бел со добра покривна моќ која не се затемнува кога е изложена на сулфиди. [22]

Други бариумски соединенија

Другите бариумски соединенија наоѓаат само лажни апликации, ограничени со токсичноста на Ba2 + јони (бариум карбонат е отров на стаорци), што не е проблем за нерастворливиот BaSO4.

Облогата на бариум оксид на електродите на флуоресцентни светилки го олеснува ослободувањето на електроните.
Со својата голема атомска густина, бариум карбонатот го зголемува индексот на прекршување и сјајот на стаклото [8]: 4-5 и ги намалува протекувањата на Х-зраците од телевизорите со катодна цевка (CRT) [7]: 12-13
Бариум, обично како бариум нитрат, во огномет дава жолта или "јаболко" зелена боја, [23] за брилијантен зелен бариум монохлорид.
Бариум пероксидот е катализатор во алумотермичната реакција (термит) за заварување на железничките пруги. Тоа е, исто така, зелениот одблесок во муницијата и агент за белеење. [24]
Бариум титанатот е ветувачка електрохемија. [25]
Бариум флуоридот се користи за оптика во инфрацрвените апликации поради широкиот опсег на транспарентност од 0,15-12 микрометри. [26]
YBCO беше првиот високотемпературен суперпроводник ладен од течен азот со температура на транзиција од 93 K (-180.2 °C; -292.3 °F) што ја надмина точката на вриење на азот (77 K или -196.2 °C или -321.1 °F). [27]
Феритот, тип на синтерувана керамика составен од железен оксид (Fe2O3) и бариум оксид (BaO), е електрично непроводен и ферримагнетски, и може да биде привремено или трајно намален.

Токсичност

Поради високата реактивност на металот, токсиколошките податоци се достапни само за соединенија. [29] Растворливите бариум соединенија се отровни. Во мали дози, бариумските јони делуваат како мускулен стимуланс, а повисоките дози влијаат врз нервниот систем, предизвикувајќи неправилности во срцето, треперење, слабост, анксиозност, отежнато дишење и парализа. Оваа токсичност може да биде предизвикана од Ba2 + блокирање на калиумовите јонски канали, кои се од клучно значење за правилната функција на нервниот систем. [30] Други органи оштетени од бариумски соединенија кои се растворливи во вода (т.е. бариум јони) се очите, имунолошкиот систем, срцето, респираторниот систем и кожата [29] кои предизвикуваат, на пример, слепило и сензибилизација. [29]

Бариумот не е канцероген [29] и не биоакумулира [31] [32] Вдишаната прашина која содржи нерастворливи бариумски соединенија може да се акумулира во белите дробови, предизвикувајќи доброќудна состојба наречена баритоза. [33] Нерастворливиот сулфат е нетоксичен и не е класифициран како опасна материја во транспортните прописи [7]: 9

За да се избегне потенцијално енергична хемиска реакција, бариевиот метал се чува во атмосфера на аргон или под минерални масла. Контактот со воздух е опасен и може да предизвика палење. Треба да се избегнува влага, триење, топлина, искри, пламен, шокови, статички електрицитет и изложеност на оксидирачи и киселини. Нешто што може да контактира со бариумот треба да биде електрично заземјено. Секој кој работи со метал треба да носат претходно исчистени чевли кои се заштитни од искра, гумена облека отпорна на пламен, гумени ракавици, престилка, очила и гасна маска. Пушењето во работната површина е забрането. Потребно е темелно миење по допир со бариум. [29]

Поврзано

Бариумска ѕвезда

Наводи

↑ Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
↑ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
↑ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
↑ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.
↑ ^5,00 ^5,01 ^5,02 ^5,03 ^5,04 ^5,05 ^5,06 ^5,07 ^5,08 ^5,09 ^5,10 Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). „Barium and Barium Compounds“. Во Ullman, Franz (уред.). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. CiteSeerX 10.1.1.150.8925. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.
↑ ^6,00 ^6,01 ^6,02 ^6,03 ^6,04 ^6,05 ^6,06 ^6,07 ^6,08 ^6,09 ^6,10 Lide, D. R. (2004). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84th. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0484-2.
↑ Müller, Hermann (2007). „Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide“. Во Ullman, Franz (уред.). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. CiteSeerX 10.1.1.150.8925. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.
↑ Ferro, Riccardo & Saccone, Adriana (2008). Intermetallic Chemistry. Elsevier. стр. 355. ISBN 978-0-08-044099-6.
↑ Slowinski, Emil J.; Masterton, William L. (1990). Qualitative analysis and the properties of ions in aqueous solution (2. изд.). Saunders. стр. 87. ISBN 978-0-03-031234-2.
↑ ^10,0 ^10,1 ^10,2 De Laeter, J. R.; Böhlke, J. K.; De Bièvre, P.; Hidaka, H.; Peiser, H. S.; Rosman, K. J. R.; Taylor, P. D. P. (2003). „Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report)“. Pure and Applied Chemistry. 75 (6): 683–800. doi:10.1351/pac200375060683.
↑ ^11,0 ^11,1 ^11,2 Georges, Audi; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A. H. (2003). „The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties“. Nuclear Physics A. 729 (1): 3–128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. CiteSeerX 10.1.1.615.5152. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.

[IUPAC-1] Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights

[2] Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.

[3] Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.

[4] Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.

[Ullman2005-5] 5,00 ^5,01 ^5,02 ^5,03 ^5,04 ^5,05 ^5,06 ^5,07 ^5,08 ^5,09 ^5,10 Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). „Barium and Barium Compounds“. Во Ullman, Franz (уред.). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. CiteSeerX 10.1.1.150.8925. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.

[Lide2004-6] 6,00 ^6,01 ^6,02 ^6,03 ^6,04 ^6,05 ^6,06 ^6,07 ^6,08 ^6,09 ^6,10 Lide, D. R. (2004). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84th. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0484-2.

[7] Müller, Hermann (2007). „Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide“. Во Ullman, Franz (уред.). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. CiteSeerX 10.1.1.150.8925. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.

[8] Ferro, Riccardo & Saccone, Adriana (2008). Intermetallic Chemistry. Elsevier. стр. 355. ISBN 978-0-08-044099-6.

[9] Slowinski, Emil J.; Masterton, William L. (1990). Qualitative analysis and the properties of ions in aqueous solution (2. изд.). Saunders. стр. 87. ISBN 978-0-03-031234-2.

[iso-10] 10,0 ^10,1 ^10,2 De Laeter, J. R.; Böhlke, J. K.; De Bièvre, P.; Hidaka, H.; Peiser, H. S.; Rosman, K. J. R.; Taylor, P. D. P. (2003). „Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report)“. Pure and Applied Chemistry. 75 (6): 683–800. doi:10.1351/pac200375060683.

[NUBASE-11] 11,0 ^11,1 ^11,2 Georges, Audi; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A. H. (2003). „The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties“. Nuclear Physics A. 729 (1): 3–128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. CiteSeerX 10.1.1.615.5152. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]