lunedì 31 dicembre 2012

CRETA


Creta (Κρήτη, Kriti in greco modernoKrētē in greco anticoCandia in veneziano) è un'isola e una periferia della Grecia, nel mar Egeo.
È la più grande isola greca e la quinta (8 261 km²) per grandezza tra quelle del Mediterraneo, dopo SiciliaSardegnaCipro e Corsica.

Creta è la quinta isola del mar Mediterraneo per superficie ed è situata a sud della terraferma greca, raggiungendo in certi punti le latitudini più basse sia della propria nazione che dell'intera Europa: Capo Tripiti sull'Isola di Gavdos è il punto più meridionale. Il nome di quest'isola proviene della presenza di una grandissima quantità di creta (materiale con cui gli abitanti costruivano utensili e vasi). Ha una forma stretta e lunga e separa il mar Egeo, o Icario (dal mito diDedalo e Icaro), dal mar libico. Il suo terreno è in massima parte montuoso e le pianure costituiscono una percentuale modesta del suo territorio. Fra queste la più importante è la piana di Messarà, posta nella zona centro-meridionale.
Tra i massicci montuosi i più importanti sono:
  • I Sipanieli (i monti bianchi) che raggiungono un'altitudine di 2454 metri
  • Il massiccio del monte Ida che culmina a 2456 metri
  • Dikti Oros la cui cima più elevata raggiunge i 2146 metri.
Le coste sono in genere molto frastagliate ma esistono profonde differenze tra la costa settentrionale e quella meridionale.
La prima è più densamente popolata a causa delle catene costiere che scendono più dolcemente verso il mare.
La seconda invece è per lo più ripida e scoscesa ed ha un clima molto più secco ed è stata sempre poco popolata.

Isole minori [modifica]

Cnosso
Numerose sono le isole e gli isolotti che si trovano a breve distanza da ambedue le coste. Alla costa settentrionale appartiene l'isola di Dia (municipalità diGouves). Alla costa meridionale appartengono le isole di Mikronissi, Chrysi, Ghàvdos.
La prima civiltà mediterranea[senza fonte] risale all'età del bronzo 3000 a.C., e venne definita "minoica", termine derivato da Minosse e coniato dall'archeologo britannico Arthur Evans, che riportò alla luce la città di Cnosso a Creta.
La vantaggiosa posizione geografica dell'isola favorì il sorgere di un fiorente impero marittimo che dal Mare Egeo controllava una rete commerciale che raggiungeva l'Egitto, la Siria, le regioni a nord del mar Nero e l'Occidente.
La civiltà cretese presenta una scrittura geroglifica cuneiforme denominata "lineare A", che, a differenza della scrittura "lineare Bmicenea, non è stata ancora decifrata; una testimonianza di questa scrittura è la tavoletta di Festo. Il centro economico e politico di Creta erano i palazzi. Possiamo benissimo capire che la popolazione non era disposta alla guerra, poiché le città non erano protette da mura. Gli affreschi ritrovati nei palazzi (come nel caso di Cnosso) ci mostrano scene di cerimonie religiose, processioni, gare tra atleti (la più famosa era quella del salto del toro) dove anche le donne potevano parteciparvi come anche in veste di sacerdotesse e nelle processioni; ed elementi naturalistici. Si pensava che inizialmente si fosse sviluppato un culto della vegetazione. Molti sono infatti i santuari naturali come le grotte, fonti e monti; poiché in origine le cerimonie religiose si svolgevano all'aperto, a contatto con la natura. Solo in seguito alcuni locali vennero dedicati al culto anche all'interno dei palazzi. Sulle loro divinità si sa poco: l'unica figura ritrovata è femminile e sotto forma di tante piccole statuette. In lei gli studiosi riconoscono la grande dea madre che incarna la fertilità; accompagnata spesso da serpenti, leoni e uccelli.

La decadenza [modifica]

Thera, oggi Santorini, attorno al 1600 a.C. esplose un vulcano. Seguì una catena di terremoti di cui risentì anche Creta, da quel momento in poi iniziò la sua decadenza, di cui non sono trovate le ragioni. Nel 1400 a.C. circa Creta non seppe resistere all'invasione dei Micenei, un popolo bellicoso della città di Micene, posta nel Peloponneso: il grande palazzo di Cnosso venne nuovamente distrutto e non fu più ricostruito.
Il declino progredì e si accelerò nell'XI secolo a.C. quando i Dori occuparono interamente l'isola di Creta. Da allora Creta non si distinse più dalle altre città della Grecia; quando altrove fiorivano le poleis, a Creta vigevano ordinamenti arcaici (leggi di Gortina) e Creta fu importante solo come emporio di mercenari. La costituzione di Gortina, a carattere aristocratico come quella spartana di cui quella cretese fu forse il modello, prevedeva un governo collegiale di dieci cosmi, magistrati appartenenti alla nobiltà corrispondenti ai cinque efori spartani i quali governavano la città con l'assistenza della gerusia, un consiglio di anziani scelti fra gli ex cosmi. Col dissolvimento dell'impero macedone di Alessandro Magno (IV secolo a.C.) i Cretesi riuscirono a conservare una certa indipendenza e l'economia si volse alla pratica della pirateria.

LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI


La tavola periodica degli elementi (o semplicemente tavola periodica) è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi chimici sulla base del loro numero atomico Z.
Ideata dal chimico russo Dmitrij Mendeleev[1] nel 1869, contemporaneamente ed indipendentemente dal chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830 - 1895),[2] inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, alcuni nella seconda metà del Novecento.
In onore del chimico russo, la tavola periodica degli elementi è anche detta tavola periodica di Mendeleev.
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La tavola periodica degli elementi (o semplicemente tavola periodica) è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi chimici sulla base del loro numero atomico Z.
Ideata dal chimico russo Dmitrij Mendeleev[1] nel 1869, contemporaneamente ed indipendentemente dal chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830 - 1895),[2] inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, alcuni nella seconda metà del Novecento.
In onore del chimico russo, la tavola periodica degli elementi è anche detta tavola periodica di Mendeleev.

Indice

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La tavola periodica [modifica]

La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:
  • ogni gruppo (colonna della tabella) comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo). All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche chimiche simili;
  • ogni periodo (riga della tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo ns dove n è il numero quantico principale, e procedendo verso gli atomi successivi del periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ad ogni passaggio.[3]
Gruppo123
456789101112131415161718
Periodo
11
H

2
He
23
Li
4
Be


5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
311
Na
12
Mg


13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
419
K
20
Ca
21
Sc

22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
537
Rb
38
Sr
39
Y

40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
655
Cs
56
Ba
57
La
*72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
787
 Fr 
88
Ra
89
Ac
**104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo

Lantanoidi58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Attinoidi90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

Serie chimiche della tavola periodica
Metalli alcaliniMetalli alcalino terrosiLantanoidiAttinoidiMetalli del blocco d
Metalli del blocco pSemimetalliNonmetalliAlogeniGas nobili

Legenda per i colori dei numeri atomici:
  • gli elementi numerati in blu sono liquidi a T = 298 K e p = 1 bar;
  • quelli in verde sono gas a T = 298 K e p = 1 bar;
  • quelli in nero sono solidi a T = 298 K e p = 1 bar;
  • quelli in rosso sono artificiali e non sono naturalmente presenti sulla Terra (sono tutti solidi a T = 298 K e p = 1 bar). Il tecnezio è presente in minime quantità nelle miniere di uranio e nelle giganti rosse.
298 kelvin = 25°Celsius

Organizzazione [modifica]

Nella moderna tavola periodica, gli elementi sono posti progressivamente in ciascun periodo da sinistra a destra secondo la sequenza dei loro numeri atomici, iniziando una nuova riga dopo un gas nobile. Il primo elemento nella riga successiva è sempre un metallo alcalino con un numero atomico più grande di un'unità rispetto a quello del gas nobile (ad es. dopo il kripton, un gas nobile con il numero atomico 36, inizia una nuova riga con il rubidio, un metallo alcalino con il numero atomico 37). Attualmente non esistono lacune perché tutti gli elementi tra l'idrogeno e l'ununoctio (elemento 118) sono stati scoperti. Poiché gli elementi sono collocati in sequenza secondo il numero atomico, le serie degli elementi sono a volte specificate da termini come "fino a" (ad es. fino al ferro), "oltre" (ad es. oltre l'uranio), o "da ... fino a" (ad es. dal lantanio fino al lutezio). A volte si usano informalmente anche i termini "leggero" e "pesante" per indicare i numeri atomici relativi (non le densità), come nelle espressioni "più leggero delcarbonio" o "più pesante del piombo", sebbene tecnicamente il peso o massa degli atomi degli elementi (i loro pesi atomici o masse atomiche) non sempre aumenti in maniera monotona con i loro numeri atomici. A titolo di esempio il tellurio, elemento 52, è in media più pesante dello iodio, elemento 53.[3]
L'idrogeno e l'elio sono spesso collocati in posti diversi da quelli che indicherebbero le loro configurazioni elettroniche: l'idrogeno di solito è collocato sopra il litio, in accordo con la sua configurazione elettronica, ma a volte è posto sopra il fluoro,[4] o perfino sopra il carbonio,[4] in quanto si comporta in modo simile ad essi. L'elio è posto quasi sempre sopra il neon, poiché sono chimicamente molto simili.[5]
Il significato dei numeri atomici per l'organizzazione della tavola periodica non fu apprezzato finché non divennero chiare l'esistenza e le proprietà dei protoni e dei neutroni. Come ricordato in precedenza, le tavole periodiche di Mendeleev usavano invece i pesi atomici, informazioni determinabili ai suoi tempi con precisione accettabile, che funzionarono abbastanza bene nella maggior parte dei casi per offrire una presentazione di grande potenza predittiva, di gran lunga migliore di qualsiasi altra rappresentazione completa delle proprietà degli elementi chimici allora possibile. La sostituzione dei numeri atomici, una volta compresa, diede una sequenza definitiva per gli elementi, basata su numeri interi, utilizzata ancora oggi anche quando si stanno producendo e studiando nuovi elementi sintetici.[6]

Metodi di raggruppamento [modifica]

Gruppi [modifica]

Exquisite-kfind.pngPer approfondire, vedi la voce Gruppo della tavola periodica.
Un gruppo o famiglia è una colonna verticale nella tavola periodica. I gruppi sono considerati il più importante metodo di classificazione degli elementi. In alcuni gruppi, gli elementi hanno proprietà molto simili e mostrano un chiaro andamento delle proprietà lungo il gruppo. In base al sistema di denominazione internazionale, i gruppi sono indicati numericamente da 1 a 18 dalla colonna più a sinistra (i metalli alcalini) alla colonna più a destra (i gas nobili).[7] I sistemi di denominazione più vecchi differivano leggermente tra l'Europa e l'America.[8]
Ad alcuni di questi gruppi sono stati dati nomi banali (cioè asistematici), come metalli alcalinimetalli alcalino-terrosipnicogenicalcogenialogeni e gas nobili. Tuttavia, alcuni altri gruppi, come il gruppo 4, non hanno alcun nome banale e sono indicati semplicemente con i numeri corrispondenti, in quanto mostrano minori somiglianze e/o andamenti in senso verticale.[7]
Le moderne teorie quanto-meccaniche della struttura atomica spiegano le tendenze dei gruppi proponendo che gli elementi all'interno dello stesso gruppo hanno generalmente le stesse configurazioni elettroniche nel loro guscio di valenza, che è il fattore più importante nella spiegazione delle loro proprietà simili.[9]
Gli elementi dello stesso gruppo mostrano schemi di comportamento nel raggio atomico, nell'energia di ionizzazione e nell'elettronegatività. Dall'alto in basso in un gruppo, i raggi atomici degli elementi aumentano. Poiché ci sono livelli di energia maggiormente riempiti, gli elettroni di valenza si trovano a maggiore distanza dal nucleo. Dall'alto, ogni elemento successivo ha una minore energia di ionizzazione perché è più facile allontanare un elettrone, in quanto gli elettroni sono meno strettamente legati. Similmente, un gruppo presenta una diminuzione dall'alto verso il basso dell'elettronegatività, dovuta a una distanza crescente tra gli elettroni di valenza e il nucleo.[10]

Periodi [modifica]

Exquisite-kfind.pngPer approfondire, vedi la voce Periodo della tavola periodica.
Un periodo o serie è una riga orizzonatale nella tavola periodica. Sebbene i gruppi siano il modo più comune di classificare gli elementi, ci sono regioni in cui gli andamenti in senso orizzontale dei gruppi sono più significativi di quelli in senso verticale, come nel caso del blocco f, dove i lantanidi e gli attinidi formano due sostanziali serie di elementi di tipo orizzontale.[11]
Gli elementi nello stesso periodo mostrano andamenti nel raggio atomico, nell'energia di ionizzazione, nell'affinità elettronica e nell'elettronegatività. Muovendosi da sinistra a destra attraverso un periodo, il raggio atomico solitamente diminuisce. Ciò accade perché ciascun elemento successivo ha un protone e un elettrone aggiunto che fa sì che l'elettrone sia attirato più vicino al nucleo.[12] Questa diminuzione del raggio atomico fa anche sì che l'energia di ionizzazione aumenti quando ci muove da sinistra a destra attraverso un periodo. Più strettamente legato è un elemento, maggiore è l'energia richiesta per allontanare un elettrone. L'elettronegatività aumenta allo stesso modo dell'energia di ionizzazione a causa dell'attrazione esercitata sugli elettroni dal nucleo.[10] Anche l'affinità elettronica mostra una lieve tendenza da un lato all'altro di un periodo. I metalli (lato sinistro di un periodo) hanno generalmente una minore affinità elettronica dei non metalli (lato destro di un periodo), ad eccezione dei gas nobili.[13]

Blocchi [modifica]

Exquisite-kfind.pngPer approfondire, vedi la voce Blocco della tavola periodica.
Un diagramma della tavola periodica, che mette in evidenza i diversi blocchi.
A causa dell'importanza del guscio elettronico più esterno, le diverse regioni della tavola periodica sono talvolta chiamate blocchi della tavola periodica, denominati secondo il sottoguscio in cui risiede l' "ultimo" elettrone.[5] Il blocco s comprende i primi due gruppi (metalli alcalini e metalli alcalino-terrosi) nonché l'idrogeno e l'elio. Il blocco p comprende gli ultimi sei gruppi, che corrispondono ai gruppi da 13 a 18 nella numerazione IUPAC (da 3A a 8A in quella statunitense), e contiene, tra gli altri, tutti i metalloidi. Il blocco d comprende i gruppi da 3 a 12 secondo la numerazione IUPAC (o da 3B a 2B in quella statunitense) e contiene tutti i metalli di transizione. il blocco f, di solito collocato sotto il resto della tavola periodica, comprende i lantanidi e gli attinidi.[14]

L'invenzione della tavola periodica [modifica]

Proprietà periodiche
Le proprietà caratteristiche di ciascun elemento che si è riscontrato periodicizzarsi lungo la tavola periodica sono, principalmente, queste:
Una rappresentazione degli elementi di John Dalton ("A New System of Chemical Philosophy", 1808).
La necessità di ordinare le conoscenze che (grazie a ricerche empiriche) venivano accumulandosi sulle diverse sostanze venne sentita fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.
La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Se gli elementi vengono disposti in ordine crescente di numero atomico, inserendo in seguito altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione del numero atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che nel 1829per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.
A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.[15]
Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev (indipendentemente l'uno dall'altro) assunsero il peso atomicocome parametro per la classificazione periodica degli elementi, il che costituì un passo decisivo verso il più raffinato concetto di numero atomico (del quale, nella chimica odierna, le proprietà fisico-chimiche degli elementi sono considerate funzioni periodiche). Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi col solo nome di quest'ultimo. Egli ipotizzò anche che esistessero altri elementi, al momento non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.
Negli anni quarantaGlenn Theodore Seaborg sintetizzò e separò con metodi radiochimici i primi 5 elementi transuranici, che sono stati sistemati all'interno della tabella (o in alcuni casi al di sotto, come si può vedere dallo schema). Negli anni successivi i primi di tali transuranici furono identificati in "ultratracce" nei minerali uraniferi, come prodotti naturali di attivazione. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi An.[16][17]
La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8, 8, 18, 18, 32, 32) è stata scoperta solo in seguito (ad opera principalmente di Niels Bohr), ed è da ricercarsi nella tendenza al massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a seconda del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi orbitali per numeri atomici crescenti; si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s (secondo la regola di Aufbau).[18]
A diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, per cui ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile (e quindi una reattività nulla), e ad orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile; questa diversa reattività a livello macroscopico determina molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile al crescere del numero atomico Z. Pertanto, a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che si ripetono periodicamente in modo simile per configurazioni elettroniche che hanno una stabilità energetica comparabile, e questo accade per analoghi gradi di riempimento dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento dei vari orbitali.
La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata solo da osservazioni macroscopiche, senza la presenza di un modello microscopico a cui fare riferimento. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.

Variazione periodica [modifica]

Le varie caratteristiche degli elementi chimici che variano periodicamente (indicate nell'elenco precedentemente) sono utilizzate per categorizzare l'elemento stesso (come ad esempio il gruppo di appartenenza).
Più precisamente, il raggio atomico aumenta nello stesso gruppo se ci spostiamo verso gli elementi in basso e diminuisce se avanziamo da sinistra a destra nello stesso periodo; questo è dovuto al fatto che scendendo nel gruppo il numero quantico principale n aumenta e ciò fa sì che l'atomo abbia una nuvola elettronica più sviluppata, mentre andando da sinistra a destra nel periodo n rimane uguale, mentre varia il numero di protoni all'interno del nucleo, facendo aumentare le forze nucleari di attrazione tra gli elettroni e il nucleo attorno al quale gravitano, con la conseguente diminuzione del raggio atomico.
Sia l'energia di ionizzazione, l'elettronegatività che l'affinità elettronica diminuiscono scendendo in un gruppo ed aumentano avanzando da sinistra verso destra nel periodo. Questo è dovuto al fatto che scendendo nel gruppo gli elettroni nell'ultimo livello energetico sono attirati sempre con meno forza per diminuzione delle forze nucleari (gli atomi sono meno elettronegativi) e questo fa diminuire l'energia necessaria per strapparli (diminuisce l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata quando l'atomo acquista un elettrone (affinità elettronica). Andando da sinistra verso destra in un periodo invece gli elettroni saranno attirati sempre con maggior forza dalle forze nucleari (aumenta l'elettronegatività) e questo fa aumentare l'energia per strappargli un elettrone (aumenta l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata per acquisto di un elettrone (affinità elettronica). Secondo la teoria di Niels Bohr, in cui il numero di elettroni aumenta con l'aumentare del numero degli orbitali (k=2×1²=2; l=2×2²=8; m=2×3²=18), anche la forma della tavola dovrebbe cambiare. Questa teoria porrebbe fine anche al problema della collocazione delle terre rare. Bisogna prendere il Z dei gas nobili che è:
2, 10, 18, 36, 54, 86, 118.
Occorre fare la differenza tra due gas adiacenti per trovare il numero degli elementi contenuti nel proprio periodo:
10-2=8; 18-10=8; 36-18=18; 54-36=18; 86-54=32; 118-86=32
Si noti che il risultato è identico al risultato delle moltiplicazioni sopra scritte e che si ripete 2 volte prima di cambiare.
In questo modo si capisce il perché dei "salti di due caselle": dopo l'elio si salta, poi ci sono due periodi che combaciano (2 e 3), poi ci sono i metalli di transizione (4 e 5), le terre rare (6 e 7). In tal modo si può anche scoprire il Z del prossimo gas nobile, 118+(2×5²)= 168.

Rappresentazioni alternative della tavola periodica [modifica]

Note [modifica]

  1. ^ Manuela Campanelli. Due nuovi elementi nella Tavola periodica: flerovio e livermoriocorriere.it, 20 dicembre 2011. URL consultato in data 10 gennaio 2012.
  2. ^ Silvestroni, op. cit., p. 29
  3. ^ a b Greenwood, Norman N., Earnshaw A., Chemistry of the Elements, Oxford, Pergamon, 1984, 24–27. ISBN 0-08-022057-6
  4. ^ a b Cronyn, Marshall W. (agosto 2003). The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table. Journal of Chemical Education 80 (8): 947–951. DOI:10.1021/ed080p947Bibcode 2003JChEd..80..947C.
  5. ^ a b Gray, p. 12
  6. ^ Samanta, C., Chowdhury, P. Roy, Basu, D. N. (2007). Predictions of alpha decay half lives of heavy and superheavy elements. Nucl. Phys. A 789: 142–154. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2007.04.001Bibcode 2007NuPhA.789..142S.
  7. ^ a b Leigh G. J., Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990, Blackwell Science, 1990. ISBN 0-632-02494-1
  8. ^ Leigh Jeffery. Periodic Tables and IUPAC. Chemistry International: The News Magazine of The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). URL consultato in data 23 marzo 2011.
  9. ^ Scerri E. R., The Periodic Table: Its Story and its Significance, Oxford University Press. ISBN 978-0-19-530573-9
  10. ^ a b Moore, p. 111
  11. ^ Stephen H. Stoker, General, organic, and biological chemistry, New York, Houghton Mifflin, 2007. ISBN 978-0-618-73063-6OCLC 52445586
  12. ^ Joseph Mascetta, Chemistry The Easy Way, 4a ed., New York, Hauppauge, 2003. ISBN 978-0-7641-1978-1OCLC 52047235
  13. ^ John Kotz, Paul Treichel, John Townsend, Chemistry and Chemical Reactivity, 7a ed., Belmont, Thomson Brooks/Cole, 2009, Vol. 2. ISBN 978-0-495-38712-1OCLC 220756597
  14. ^ Chris Jones, d- and f-block chemistry, New York, J. Wiley & Sons, 2002. ISBN 978-0-471-22476-1OCLC 300468713
  15. ^ Gimigliano, op. cit., p. 158
  16. ^ IUPAC Periodic Table
  17. ^ IUPAC Periodic Table 2007 .pdf
  18. ^ Silvestroni, op. cit., pp. 25-29

Bibliografia [modifica]