Халкоген
Халкогени — хемиски елементи во групата 16 на периодниот систем.[1] Наречена е и кислородно семејство. Се состои од елементите кислород (O), сулфур (S), селен (Se), телур (Te) и радиоактивните елементи полониум (Po) и ливермориум (Lv).[2] Кислородот често се изостава од групата бидејќи неговите особености се доста различни. Зборот „халкоген“ е кованица од старогрчкото χαλκός (бакар или воопшто руда)[3] γεννᾶν (раѓање, создавање), со приближен превод „рудороден“.[4][5]
| Халкогени | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
|
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ Периода | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2 |  8 Друг неметал | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3 |  16 Друг неметал | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4 |  34 Друг неметал | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 5 |  52 Металоид | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 6 | Полониум (Po) 84 Друг метал | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 7 | Ливермориум (Lv) 116 Друг метал | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
Толкување
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Сулфурот е познат уште од антиката, а кислородот е признаен како елемент во XVIII век. Селенот, телурот и полониумот се откриени во XIX век, а ливермориумот во 2000 г. Сите халкогени имаат по шест валентни електрони, со кусок од електрона помалку за полна надворешна обвивка. Нивните најчестии оксидациски состојби се −2, +2, +4 и +6. Имаат релативно мали атомски полупречници, особено најлесните меѓу нив.[6]
Сите природно застапени халкогени имаат некаква улога во биолошките функции, било како хранлива материја или како токсин. Селенот е важна хранлива материја, но знае да биде и токсичен.[7] Телурот често има непријатни дејства (иако некои организми го користат), а полониумот (особено изотопот полониум-210) е секогаш штетен поради неговата радиоактивност.
Сулфурот има преку 20 алотропи, кислородот има 9, селенот барем 8, полониумот 2, а досега е откриена само една кристална структура на телурот. Постојат голем број на органски халкогенски соединенија. Не сметајќи го кислородот, органосулфурните соединенија се најчести, проследени од органоселенските и органотелурските. Овој тренд се јавува и кај халкогенските пниктиди и соединенијата со халкоген и елементи од јаглеродната група.
Кислородот се добива со двоење на воздухот на азот и кислород.[8] Сулфурот се добива од нафта и земен гас. Селенот и телурот се добиваат како споредни производи при рафинирањето на бакар. Полониумот е најзастапен во природните минерали што содржат актиноиди. Ливермориумот е добиен по вештачки пат во забрзувачи на честички. Главна употреба на елементниот кислород е во челичарство. Сулфурот претежно се претвора во сулфурна киселина, која пак наоѓа широка примена во хемиската индустрија.[7] Селенот највеќе се користи во стакларството. Соединенијата на телурот се применуваат во изработката на оптички дискови, електронски уреди и сончеви полочи. Примената на полониумот е тесно поврзана со неговата радиоактивност.[2]
Својства
уредиАтомски и физички
уредиХалкогените покажуваат слични обрасци на електронска конфигурација, особено во надворешните обвивки, каде сите имаат ист број на валентни електрони, што доведуваат до слични трендови на хемиско поведение:
| Z | Елемент | Електрони по обвивка |
|---|---|---|
| 8 | кислород | 2, 6 |
| 16 | сулфур | 2, 8, 6 |
| 34 | селен | 2, 8, 18, 6 |
| 52 | телур | 2, 8, 18, 18, 6 |
| 84 | полониум | 2, 8, 18, 32, 18, 6 |
| 116 | ливермориум | 2, 8, 18, 32, 32, 18, 6 (предвидено)[9] |
| Елемент | Точка на топење (°C)[6] |
Точка на вриење (°C)[6] |
Густина при СТП (г/см3)[6] |
|---|---|---|---|
| кислород | −219 | −183 | 0,00143 |
| сулфур | 120 | 445 | 2,07 |
| селен | 221 | 685 | 4,3 |
| телур | 450 | 988 | 6,24 |
| полониум | 254 | 962 | 9,2 |
| ливермориум | 220 (предвидено) | 800 (предвидено) | 14 (предвидено)[9] |
Сите халкогени имаат шест валентни електрони. Сите цврсти и стабилни халкогени се меки[10] и не се добри спроводници на топлина.[6] Електронегативноста се намалува кон халкогените со повисок атомски број. Густината, точката на топење и вриење, атомскиот и јонскиот полупречник[11] се покачуваат кон халкогените со повисок атомски број.[6]
Изотопи
уредиОд шесте познати халкогени, еден (кислородот) има атомски број еднаков на јадрен волшебен број, што значи дека нивните атомски јадра имаат зголемена стабилност кон радиоактивниот распад.[12] Кислородот има 3 стабилни изотопи и 14 нестабилни. Сулфурот има 4 стабилни изотопи, 20 радиоактивни и еден изомер. Селенот има 6 забележливо стабилни или речиси стабилни изотопи, 26 радиоактивни изотопи и 9 изомери. Телурот има 8 стабилни или речиси стабилни изотопи, 31 нестабилен и 17 изомери. Полониумот има 42 изотопи, од кои ниеден не е стабилен.[13] Има дополнителни 28 изомери.[2] Покрај стабилните изотопи, некои радиоактивни халкогенски изотопи се јавуваат во природата, било како распадни производи (на пр. 210Po), бидејќи се првобитни (на пр. 82Se), поради спалација на космички зраци или преку јадрено цепење на ураниумот. Откриени се изотопите на ливермориумот од 290Lv до 293Lv; најстабилниот од нив е 293Lv, чиј период на полураспад изнесува 0,061 секунди.[2][14]
Со исклучок на кислородот и ливермориумот, сите халкогени имаат барем еден природен радиоизотоп — сулфурот го има расеаниот 35S, селенот го има 82Se, телурот 128Te и 130Te, а полониумот 210Po.
Меѓу полесните халкогени (кислородот и сулфурот), неутронски најсиромашните изотоппи претрпуваат протонски распад, умерено неутронски сиромашните изотопи претрпуваат електронски зафат или β+-распад, умерено неутронски богатите претрпуваат β−распад, а најбогатите со неутрони подлежат на неутронски распад. Средните халкогени (селенот и телурот) имаат слични распадни склоности како полесните, но не се забележани изотопи што излачуваат протони, а некои неутронски сиромашни изотопи на телурот претрпуваат алфа-распад. Изотопите на полониумот се распаѓаат со алфа- или бета-распад.[15] Изотопите со ненуларни јадрени спинови се позастапени во природата меѓу халкогените селен и телур отколку што се кај сулфурот.[16]
Алотропи
уреди
Најчест алотроп на кислородот е двоатомскиот кислород (O2), реактивна парамегнетна молекула која е сеприсутна во аеробните организми и има сина боја во течна состојба. Друг алотроп е озонот (O3), кој е збир од три сврзани кислородни атоми во свиткан облик. Постои и алотроп наречен тетракислород (O4),[17] и шест алотропи на цврст кислород вклучувајќи го т.н. „црвен кислород“ со формула O8.[18]
Сулфурот има преку 20 познати алотропи, повеќе од било кој елемент освен јаглеродот.[19] Најзастапените алотропи се во облик на осуматомски прстени, но познати се молекулски алотропи со различен број атоми, од 2 до 20. Други значајни алотропи на сулфурот се ромпскиот и моноклински сулфур. Ромпскиот е постабилниот. Моноклинскиот има облик на долги игли и се образува кога течниот сулфур ќе се разлади малку под точката на топење. Атомите во течниот сулфур се врзани во долги ланци, но над 190 °C тие почнуваат да се распаѓаат. Ако имаме течен сулфур над 190 °C и бргу го замрзнеме, добиениот сулфур е аморфен или „пластичен“ сулфур. Гасовитиот сулфур е мешавина од двоатомски сулфур (S2) и 8-атомски прстени.[20]
Селенот има барем 8 одделни алотропи.[21] Сивиот алотроп, наречен „метален“ иако не е метал, е стабилен и има шетаголна кристална структура. Тој е мек, со Мосова тврдост од 2 и е кршлив. Четири други алотропи на селенот се метастабилни. Тука спаѓаат два моноклински црвени алотропи и два аморфни алотропи, од кои еден е црвен, а еден црн.[22] Црвениот алотроп се претвора во црн во присуство на топлина. Сивиот е направен од спирали на селенови атоми, а еден од црвените алотропи е направен од пластови на селенови прстени (Se8).[2]
Телурот нема ниеден алотроп,[23] иако неговиот типичен облик е шестаголен. Полониумот има два алотропа, наречени α-полониум и β-полониум.[24] α-полониумот има коцкеста кристална структура и се претвора во ромбоедарски β-полониум на температура од 36 °C.[2]
Халкогените имаат различни кристални структури. Кислородот има моноклинска, сулфурот орторомпска, селенот и телурот имаат шестаголна, а полониумот има коцкеста структура.[6][7]
Хемиски својства
уреди.jpg)
2O) е најпознато соединение што содржи халкогени.
Кислородот, сулфурот и селенот се неметали, а телурот е металоид, што значи дека неговите хемиски својства се некаде помеѓу оние на металите и неметалите.[7] Не се знае со сигурност дали полониумот е метал или металоид. Некои извори го нарекуваат металоид,[2][25] иако има некои метални својства. Воедно, некои алотропи на селенот покажуваат одлики на металоид,[26] иако самиот селен се смета за неметал. Иако кислородот е халкоген, неговите хемиски својства се поинакви од оние на другите халкогени. Една причина за ова е фактот што потешките халкогени имаат непополнети d-орбитали. Електронегативноста на кислородот исто така е многу повисока од онаа на другите халкогени. Ова значи дека неговата електрична поларизабилност е неколкукратно пониска од онаа на останатите халкогени.[16]
За ковалентното сврзување, халкогенот може да прифати два електрона согласно октетно правило, оставајќи два слободни парови. Кога еден атом образува две единечни врски тие образуваат агол помеѓу 90° и 120°. Во 1+ катјони, како H
3O+
, халкогенот образува три молекулски орбитали распоредени на триаголен пирамидален начин и еден слободен пар. Двојните врски се исто така чести кај халкогените, на пример кај халкогенатите.
Оксидацискиот број на најзастапените халкогенски соединенија со позитивни метали е −2. Меѓутоа, склоноста на халкогените да образуваат соединенија во состојбата −2 се намалува кон потешките халкогени.[27] Се јавуваат и други оксидациски броеви како −1 кај пиритот и пероксидот. Највисок формален оксидациски број е +6.[6] Овој број се среќава кај сулфатите, селенатите, телуратите, полонатите и нивните киселини, како што е сулфурната.
Кислородот е најелектронегативниот елемент со исклучок на флуорот, и образува соединенија со речиси сите хемиски елементи, па дури и со некои благородни гасови. Често се сврзува со многу метали и металоиди создавајќи оксиди како железните оксиди, титаниум оксидот и силициум оксидот. Најчестата оксидациска состојба на кислородот е −2, а и −1се среќава релативно често.[6] Со водородот образува вода и водород пероксид. Органските кислородни соединенија се сеприсутни во органската хемија.
Оксидациските состојби на сулфурот се −2, +2, +4 и +6. Аналозите на кислородните соединенија кои содржат сулфур ја носат претставката тио-. Сулфурот во многу нешта има слична хемија на кислородната. Една разлика е тоа што двојните врски сулфур-сулфур се далеку послаби од двојните врски кислород-кислород, но единечните врски сулфур-сулфур се посилни од нивните кислородни пандани.[28] Органските сулфурни соединенија како тиолите имаат силен карактеристичен мирис, и некои од нив наоѓаат употреба во извесни организми.[2]
Селенот има оксидациски состојби −2, +4 и +6. Како и највеќето халкогени, селенот се сврзува со кислород.[2] Постојат некои органски селенови соединенија како селенобелковините. Телурот ги има состојбите −2, +2, +4 и +6.[6] Тој ги образува оксидите телур моноксид, телур диоксид и телур триоксид.[2] Оксидациските состојби на полониумот се +2 и +4.[6]
Многу киселини содржат халкогени, вклучувајќи ги сулфурната, сулфурестата, селеновата и телуровата. Сите водородни халкогениди се токсични освен водата.[29][30] Кислородните јони често се среќаваат во облик на оксидни јони (O2−), пероксидни јони (O2−
2) и хидроксидни јони (OH−
). Сулфурните јони се среќаваат во облик на сулфиди (S2−), бисулфиди (SH−
), сулфити (SO2−
3), сулфати (SO2−
4) и тиосулфати (S
2O2−
3). Селеновите се во облик на селениди (Se2−), селенити (SeO2−
3) и селенати (SeO2−
4). Телуровите се среќаваат како телурати (TeO2−
4).[6] Молекулите што содржат халогени во метална врска се чести како минерали. на пример, пиритот (FeS2) е железна руда, а реткиот минерал калаверит е дителуридот (Au, Ag)Te
2.
Иако сите елементи од групата 16 на периодниот систем, вклучувајќиго кислородот, можат да се дефинираат како халкогени, кислородот и оксидите обично се сметаат за посеби од халкогените и халкогенидите. Поимот халкогенид почесто е наменет за сулфидите, селенидите и телуридите, наместо за оксидите.[31][32][33]
Со исклучок на полониумот, сите хлакогени се прилично слични еден на друг во хемиски поглед. Сите образуваат X2− јони кога реагираат со електропозитивни метали.[27]
Сулфидните минерали и аналогните соединенија испуштаат гасови кога реагираат со кислород.[34]
Поврзано
уредиНаводи
уреди- ↑ House, James E.; House, James Evan (2008). Inorganic chemistry. Amsterdam Heidelberg: Elsevier Academic Press. стр. 523. ISBN 978-0-12-356786-4.
- ↑ 2,00 2,01 2,02 2,03 2,04 2,05 2,06 2,07 2,08 2,09 Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (Ново. изд.). New York, NY: Oxford University Press. стр. 375–383, 412–415, 475–481, 511–520, 529–533, 582. ISBN 978-0-19-960563-7.
- ↑ The New Shorter Oxford Dictionary. Oxford University Press. 1993. стр. 368. ISBN 978-0-19-861134-9.
- ↑ „chalcogen“. Merriam-Webster. 2013. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Bouroushian, M. (2010). Electrochemistry of Metal Chalcogenides. Monographs in Electrochemistry. Bibcode:2010emc..book.....B. doi:10.1007/978-3-642-03967-6. ISBN 978-3-642-03967-6.
- ↑ 6,00 6,01 6,02 6,03 6,04 6,05 6,06 6,07 6,08 6,09 6,10 6,11 Jackson, Mark (2002). Periodic Table Advanced. Bar Charts Inc. ISBN 978-1-57222-542-8.
- ↑ 7,0 7,1 7,2 7,3 Gray, Theodore (2011). The Elements. Black Bay and Leventhal publishers.
- ↑ „Saiba como é produzido o oxigênio hospitalar“. Conselho Federal de Química. 18 февруари 2021. Архивирано од изворникот на 30 јуни 2022. Посетено на 23 декември 2023.
- ↑ 9,0 9,1 Morss, Lester R.; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (2011). Morss, Lester R.; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (уред.). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements. Dordrecht, The Netherlands: Springer Science+Business Media. Bibcode:2011tcot.book.....M. doi:10.1007/978-94-007-0211-0. ISBN 978-94-007-0210-3.
- ↑ Samsonov, G. V., уред. (1968). „Mechanical Properties of the Elements“. Handbook of the physicochemical properties of the elements. New York, USA: IFI-Plenum. стр. 387–446. doi:10.1007/978-1-4684-6066-7_7. ISBN 978-1-4684-6066-7. Архивирано од изворникот на април 2, 2015.
- ↑ „Visual Elements: Group 16“. Royal Society of Chemistry. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Kean, Sam (2011). The Disappearing Spoon. Back Bay Books. ISBN 978-0-316-05163-7.
- ↑ Sonzogniurl, Alejandro. „Double Beta Decay for Selenium-82“. Brookhaven National Laboratory. Архивирано од изворникот на 3 октомври 2021. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Srinivasan, B.; Alexander, E. C.; Beaty, R. D.; Sinclair, D. E.; Manuel, O. K. (1973). „Double Beta Decay of Selenium-82“. Economic Geology. 68 (2): 252. doi:10.2113/gsecongeo.68.2.252.
- ↑ „Nudat 2“. Nndc.bnl.gov. Архивирано од изворникот на 14 јули 2017. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ 16,0 16,1 Zakai, Uzma I. (2007). Design, Synthesis, and Evaluation of Chalcogen Interactions. ISBN 978-0-549-34696-8. Посетено на 25 ноември 2013.[мртва врска]
- ↑ Gorelli, Federico A.; Ulivi, Lorenzo; Santoro, Mario; Bini, Roberto (1999). „The ε Phase of Solid Oxygen: Evidence of an O4 Molecule Lattice“. Physical Review Letters. 83 (20): 4093. Bibcode:1999PhRvL..83.4093G. doi:10.1103/PhysRevLett.83.4093.
- ↑ Lundegaard, Lars F.; Weck, Gunnar; McMahon, Malcolm I.; Desgreniers, Serge; Loubeyre, Paul (2006). „Observation of an O8 molecular lattice in the ε phase of solid oxygen“. Nature. 443 (7108): 201–4. Bibcode:2006Natur.443..201L. doi:10.1038/nature05174. PMID 16971946. S2CID 4384225.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. стр. 645–662. ISBN 0080379419.
- ↑ McClure, Mark R. „sulfur“. Архивирано од изворникот на март 12, 2014. Посетено на ноември 25, 2013.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. стр. 751. ISBN 0080379419.
- ↑ Butterman WC, Brown RD Jr (2004). „Selenium. Mineral Commodity Profiles“ (PDF). Department of the Interior. Архивирано (PDF) од изворникот 3 октомври 2012. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Emsley, John (2011). „Tellurium“. Royal Society of Chemistry. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Emsley, John (2011). „Polonium“. Royal Society of Chemistry. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Kotz, John C.; Treichel, Paul M.; Townsend, John Raymond (2009). Chemistry & Chemical Reactivity. Cengage Learning. стр. 65. ISBN 978-0-495-38703-9.
- ↑ „Periodic Table of the Elements – Metalloids“. Gordonengland.co.uk. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ 27,0 27,1 „Group VIA: Chalcogens“. Chemed.chem.wisc.edu. Архивирано од изворникот на 4 ноември 2013. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ „The Chemistry of Oxygen and Sulfur“. Bodner Research Web. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (New. изд.). New York, NY: Oxford University Press. стр. 375–383, 412–415, 475–481, 511–520, 529–533, 582. ISBN 978-0-19-960563-7.
- ↑ Van Vleet, JF; Boon, GD; Ferrans, VJ (1981). „Tellurium compounds“. The Toxicology and Environmental Health Information Program, US National Institutes of Health. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Fischer, Werner (2001). „A Second Note on the Term "Chalcogen"“. Journal of Chemical Education. 78 (10): 1333. Bibcode:2001JChEd..78.1333F. doi:10.1021/ed078p1333.1.
- ↑ Devillanova, Francesco, уред. (2007). Handbook of Chalcogen Chemistry –New Perspectives in Sulfur, Selenium and Tellurium. Royal Society of Chemistry. ISBN 978-0-85404-366-8. Посетено на 25 ноември 2013.
- ↑ Takahisa, Ohno (1991). „Passivation of GaAs(001) surfaces by chalcogen atoms (S, Se and Te)“. Surface Science. 255 (3): 229. Bibcode:1991SurSc.255..229T. doi:10.1016/0039-6028(91)90679-M.
- ↑ Hale, Martin (1993). „Mineral deposits and chalcogen gases“ (PDF). Mineralogical Magazine. 57 (389): 599–606. Bibcode:1993MinM...57..599H. CiteSeerX 10.1.1.606.8357. doi:10.1180/minmag.1993.057.389.04. Архивирано (PDF) од изворникот 29 октомври 2013. Посетено на 25 ноември 2013.
