Antimonio: differenze tra le versioni

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In quanto [[semimetallo]], l'antimonio ha l'aspetto di un metallo, ma non ne ha il comportamento tipico chimico e fisico. Nella sua forma elementare è un solido bianco-argenteo dai riflessi azzurrognoli che possiede scarse [[conducibilità termica]] ed [[Conduttività elettrica|elettrica]] e che [[sublimazione|sublima]] a temperature relativamente basse. Reagisce con gli [[acido|acidi]] [[ossidazione|ossidanti]] e con gli [[alogeni]]. L'antimonio e le sue leghe si espandono per raffreddamento.
In quanto [[semimetallo]], l'antimonio ha l'aspetto di un metallo, ma non ne ha il comportamento tipico chimico e fisico. Nella sua forma elementare è un solido bianco-argenteo dai riflessi azzurrognoli che possiede scarse [[conducibilità termica]] ed [[Conduttività elettrica|elettrica]] e che [[sublimazione|sublima]] a temperature relativamente basse. Reagisce con gli [[acido|acidi]] [[ossidazione|ossidanti]] e con gli [[alogeni]]. L'antimonio e le sue leghe si espandono per raffreddamento.


Si stima che la quantità di antimonio nella [[crosta terrestre]] sia compresa tra 0,2 e 0,5 [[parti per milione|ppm]]. L'antimonio è ''calcofilo'', si accompagna spesso allo [[zolfo]], al [[tellurio]] ed alcuni metalli pesanti: [[piombo]], [[rame]] e [[argento]].
Si stima che la quantità di antimonio nella [[crosta terrestre]] sia compresa tra 0,2 e 0,5&nbsp;[[parti per milione|ppm]]<ref>{{Cita libro|nome=Gunn, Gus,|cognome=1951-|titolo=Critical metals handbook|url=https://www.worldcat.org/oclc/861966441|accesso=2018-10-06|OCLC=861966441|ISBN=9781118755211}}</ref>. L'antimonio è ''calcofilo'', si accompagna spesso allo [[zolfo]], al [[tellurio]] ed alcuni metalli pesanti: [[piombo]], [[rame]] e [[argento]]<ref>{{Cita libro|nome=Pohl, Walter|cognome=L.|titolo=Economic Geology : Principles and Practice.|url=https://www.worldcat.org/oclc/927509297|accesso=2018-10-06|data=2011|editore=Wiley|OCLC=927509297|ISBN=9781444394863}}</ref>.


== Storia ==
== Storia ==
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Gli ossidi e i solfuri di antimonio, l'antimoniato(V) di sodio (NaSbO<sub>3</sub>) e il tricloruro di antimonio(III) (SbCl<sub>3</sub>) sono usati nella produzione di composti [[Ignifugo|ignifughi]]<ref>{{Cita libro|nome=Lewin,|cognome=Menachem.|nome2=Pearce, Eli|cognome2=M.|titolo=Flame-Retardant Polymeric Materials|url=https://www.worldcat.org/oclc/840287908|accesso=2018-10-05|data=1975|editore=Springer US|pp=29-31|OCLC=840287908|ISBN=9781468421484}}</ref>, di smalti, di vernici, di vetri e di ceramiche, e come catalizzatori di [[esterificazione]].
Gli ossidi e i solfuri di antimonio, l'antimoniato(V) di sodio (NaSbO<sub>3</sub>) e il tricloruro di antimonio(III) (SbCl<sub>3</sub>) sono usati nella produzione di composti [[Ignifugo|ignifughi]]<ref>{{Cita libro|nome=Lewin,|cognome=Menachem.|nome2=Pearce, Eli|cognome2=M.|titolo=Flame-Retardant Polymeric Materials|url=https://www.worldcat.org/oclc/840287908|accesso=2018-10-05|data=1975|editore=Springer US|pp=29-31|OCLC=840287908|ISBN=9781468421484}}</ref>, di smalti, di vernici, di vetri e di ceramiche, e come catalizzatori di [[esterificazione]].
L'antimonio è utilizzato nelle industrie di semiconduttori (dispositivi elettronici, diodi, transistor, circuiti integrati), per il drogaggio dei semiconduttori.
L'antimonio è utilizzato nelle industrie di semiconduttori (dispositivi elettronici, diodi, transistor, circuiti integrati), per il drogaggio dei semiconduttori.
Il più importante composto dell'antimonio(III) è il suo triossido ([[Ossido di antimonio|Sb<sub>2</sub>O<sub>3</sub>]]), usato principalmente nella produzione di sostanze ignifughe e ritardanti di fiamma<ref>{{Cita libro|nome=Horrocks, A.|cognome=Richard.|nome2=Price,|cognome2=Dennis.|titolo=Fire retardant materials|url=https://www.worldcat.org/oclc/53840609|accesso=2018-10-05|data=2001|editore=CRC Press|p=39|OCLC=53840609|ISBN=1591246148}}</ref> che trovano a loro volta impiego nei settori più disparati, dai giocattoli ai vestiti per i bambini alle fodere per sedili di aereo o automobile. Il solfuro di antimonio(III) (Sb<sub>2</sub>S<sub>3</sub>) è contenuto nei fiammiferi. Un'applicazione attuale dell'antimonio è nell'ambito delle [[Memoria a cambiamento di fase|memorie a cambiamento di fase]], come elemento principe di una lega calcogenura denominata [[GeSbTe|GST]].
Il più importante composto dell'antimonio(III) è il suo triossido ([[Ossido di antimonio|Sb<sub>2</sub>O<sub>3</sub>]]), usato principalmente nella produzione di sostanze ignifughe e ritardanti di fiamma<ref>{{Cita libro|nome=Horrocks, A.|cognome=Richard.|nome2=Price,|cognome2=Dennis.|titolo=Fire retardant materials|url=https://www.worldcat.org/oclc/53840609|accesso=2018-10-05|data=2001|editore=CRC Press|p=39|OCLC=53840609|ISBN=1591246148}}</ref> che trovano a loro volta impiego nei settori più disparati, dai giocattoli ai vestiti per i bambini alle fodere per sedili di aereo o automobile. Il solfuro di antimonio(III) (Sb<sub>2</sub>S<sub>3</sub>) è contenuto nei fiammiferi. Un'applicazione attuale dell'antimonio è nell'ambito delle [[Memoria a cambiamento di fase|memorie a cambiamento di fase]], come elemento principe di una lega calcogenura denominata [[GeSbTe|GST]]<ref>{{Cita libro|autore=Q. Ashton|titolo=Heavy Metals—Advances in Research and Application: 2013 Edition|editore=ScholarlyEditions|ISBN=9781481676342}}</ref><ref>{{Cita libro|nome=Raoux,|cognome=Simone.|nome2=Wuttig,|cognome2=Matthias.|titolo=Phase change materials : science and applications|url=https://www.worldcat.org/oclc/649692444|accesso=2018-10-06|data=2009|editore=Springer|p=228|OCLC=649692444|ISBN=9780387848747}}</ref><ref>{{Cita libro|nome=Li, Hai,|cognome=1975-|titolo=Nonvolatile memory design : magnetic, resistive, and phase change|url=https://www.worldcat.org/oclc/773316150|accesso=2018-10-06|data=2012|editore=CRC Press|capitolo=2.2 Phase Changhe Memory - Material Research|OCLC=773316150|ISBN=9781439807460}}</ref>.


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L'antimonio e molti dei suoi composti sono considerati tossici. Clinicamente, l'avvelenamento da antimonio è molto simile a quello da [[arsenico]]. A piccole dosi provoca mal di testa e vertigini; a dosi più alte provoca attacchi di vomito violenti e frequenti e porta alla morte nell'arco di pochi giorni. Come per l'[[arsenico]], nella prima metà del XIX secolo l'ideazione del [[Saggio di Marsh|test di Marsh]], un test di laboratorio molto sensibile, ne permise l'analisi chimica.
L'antimonio e molti dei suoi composti sono considerati tossici. Clinicamente, l'avvelenamento da antimonio è molto simile a quello da [[arsenico]]. A piccole dosi provoca mal di testa e vertigini; a dosi più alte provoca attacchi di vomito violenti e frequenti e porta alla morte nell'arco di pochi giorni. Come per l'[[arsenico]], nella prima metà del XIX secolo l'ideazione del [[Saggio di Marsh|test di Marsh]], un test di laboratorio molto sensibile, ne permise l'analisi chimica<ref>{{Cita libro|nome=Thompson, Robert|cognome=Bruce.|titolo=Illustrated guide to home chemistry experiments : all lab, no lecture|url=https://www.worldcat.org/oclc/297574865|accesso=2018-10-06|edizione=1st ed|data=2008|editore=O'Reilly Media|p=399|OCLC=297574865|ISBN=9780596514921}}</ref>.
In Europa le norme<ref>{{Cita web|http://www.acqua-depurazione.it/Direttiva-98-83-CE_Normativa.php|Normativa trattamento acque}}</ref> e le soluzioni per la riduzione di antimonio nell'acqua si rendono necessarie per preservare la salute umana.
In Europa le norme<ref>{{Cita web|http://www.acqua-depurazione.it/Direttiva-98-83-CE_Normativa.php|Normativa trattamento acque}}</ref> e le soluzioni per la riduzione di antimonio nell'acqua si rendono necessarie per preservare la salute umana.


Versione delle 14:16, 6 ott 2018

Antimonio
   

51		 Sb
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   

stagno ← antimonio → tellurio

Aspetto
Aspetto dell'elemento
Aspetto dell'elemento
argenteo, metallico
Generalità
Nome, simbolo, numero atomicoantimonio, Sb, 51
Seriemetalloidi
Gruppo, periodo, blocco15 (VA), 5, p
Densità6 697 kg/m³
Durezza3
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico121,760
Raggio atomico (calc.)Errore in {{M}}: parametro 1 non è un numero valido.
Raggio covalente138 pm
Configurazione elettronica[Kr]4d10 5s2 5p3
e− per livello energetico2, 8, 18, 18, 5
Stati di ossidazione±3, 5 (debolmente acido)
Struttura cristallinaromboedrica
Proprietà fisiche
Stato della materiasolido
Punto di fusione903,78 Errore in {{M}}: parametro 1 non è un numero valido.)
Punto di ebollizione1 860 K (1 587 °C)
Volume molare18,19×10−6/mol
Entalpia di vaporizzazioneErrore in {{M}}: parametro 2 non è un numero valido.
Calore di fusione19,87 kJ/mol
Tensione di vapore2,49×10−9 a 6304
Altre proprietà
Numero CAS7440-36-0
Elettronegatività2,05 (Scala di Pauling)
Calore specifico210 J/(kg·K)
Conducibilità elettrica2,88×106/(m·Ω)
Conducibilità termica24,3 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione834 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione1 594,9 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione2 440 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione4 260 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione5 400 kJ/mol
Energia di sesta ionizzazione10 400 kJ/mol
Isotopi più stabili
isoNATDDMDEDP
121Sb57,36% Sb è stabile con 70 neutroni
123Sb42,64% Sb è stabile con 72 neutroni
125Sbsintetico 2,7582 anniβ−0,767125Te
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

L'antimonio è l'elemento chimico di numero atomico 51. Il suo simbolo è Sb, dal latino stibium che significa bastoncino.

È un semimetallo che si presenta in quattro forme allotropiche diverse. La forma stabile ha un aspetto metallico bianco-azzurrognolo, le forme instabili hanno colore giallo o nero. Viene usato come agente antifiamma e per produrre vernici, smalti, ceramiche e gomme, nonché un'ampia gamma di leghe metalliche.

Caratteristiche

In quanto semimetallo, l'antimonio ha l'aspetto di un metallo, ma non ne ha il comportamento tipico chimico e fisico. Nella sua forma elementare è un solido bianco-argenteo dai riflessi azzurrognoli che possiede scarse conducibilità termica ed elettrica e che sublima a temperature relativamente basse. Reagisce con gli acidi ossidanti e con gli alogeni. L'antimonio e le sue leghe si espandono per raffreddamento.

Si stima che la quantità di antimonio nella crosta terrestre sia compresa tra 0,2 e 0,5 ppm[1]. L'antimonio è calcofilo, si accompagna spesso allo zolfo, al tellurio ed alcuni metalli pesanti: piombo, rame e argento[2].

Storia

L'antimonio è un elemento noto e usato nei suoi composti sin dall'antichità (antecedente al 3000 a.C.). La stibnite, solfuro di antimonio, veniva usata sia come medicamento che per truccare gli occhi. Sono stati trovati reperti risalenti al IV millennio a.C. Plinio il vecchio lo chiamava stibium mentre attorno all'800 d.C. era più usato il nome di antimonium e i due nomi furono usati alternativamente sia per l'elemento che per il suo solfuro. Tale imprecisione fu dovuta anche al lavoro degli alchimisti, per gli scarsi mezzi a disposizione o per non diffondere le conoscenze acquisite. Solo con l'avvento della chimica fu fatta distinzione.

La prima descrizione nota di una procedura per isolare l'antimonio è contenuta nel libro De la pirotechnia del 1540 scritto dal metallurgista italiano Vannoccio Biringuccio (pubblicato postumo); questa pubblicazione precede il più famoso libro di Georg Agricola, De re metallica del 1556 (per strana combinazione anche questo pubblicato postumo). La scoperta dell'antimonio metallico spesso è stata erroneamente attribuita ad Agricola per un ovvio motivo: mentre il libro De re metallica, scritto in latino, poteva agevolmente essere letto da tutti gli studiosi del tempo, il libro De la pirotechnia era scritto in italiano, ed è andato quindi incontro ad una diffusione estremamente minore. Il libro Triumphwagen des Antimonij (scritto in tedesco, e successivamente tradotto in latino Currus Triumphalis Antimonii, Il Carro Trionfale dell'Antimonio), che contiene anch'esso la descrizione della preparazione dell'antimonio metallico, è stato pubblicato a Lipsia nel 1604, e arriva quindi terzo rispetto alle altre due pubblicazioni. Ciononostante l'autore nominale di questo libro, il monaco benedettino Basilio Valentino, in passato è stato molto spesso citato come lo scopritore dell'antimonio, sebbene sia ormai opinione comune che il vero autore (alcuni pensano trattarsi dello stesso editore, Johann Thölde) dei numerosi libri attribuiti al Valentino abbia semplicemente usato come pseudonimo il nome di un monaco mai esistito, e che la storia dei manoscritti nascosti in una colonna dell'abbazia di Erfurt intorno al 1450 e miracolosamente ritrovati intorno al 1600, sia solo una leggenda inventata, con successo, per dare più importanza a tali libri.

L'origine del nome non è chiara; può derivare sia dalle parole greche anti e monos col significato di "opposto alla solitudine" perché si credeva che non esistesse allo stato nativo, che dal greco anthos Ammon, ossia "il fiore di Ammon". Un'altra possibile origine del nome è "anti"-"monaco"; i frati della Transilvania, infatti, vista l'abbondanza di miniere nella regione, usavano cucchiai fatti di una lega di antimonio e ne rimanevano avvelenati[senza fonte]. Samuel Johnson, nel suo dizionario di chimica, scrive che il monaco tedesco Basilio Valentino avrebbe provato l'antimonio coi maiali che, dopo un primo forte effetto lassativo, avevano subito iniziato a ingrassare. Basilio aveva quindi ripetuto l'esperimento coi suoi compagni, che però morirono tutti. Da allora la medicina chiamò questa sostanza antimoine, cioè antimonaco[3]. Ovviamente questa versione deve essere considerata come una etimologia popolare in quanto, vedi sopra, il termine antimonium esiste da prima dell'800 d.C., e quindi almeno 6 secoli prima delle ipotetiche prodezze di Basilio Valentino, che probabilmente non è mai esistito.

Nel 1700 l'antimonio fu messo al bando dalla Facoltà Medica di Parigi[4]. La proibizione cadde quando la guarigione di Luigi XIV dalla febbre tifoide venne attribuita all'antimonio[5].

L'antimonio è stato usato nel trattamento della schistosomiasi; data la sua affinità con lo zolfo, si lega agli atomi di zolfo contenuti in certi enzimi usati sia dal parassita che dall'ospite umano. Piccole dosi riescono ad uccidere il parassita senza danneggiare troppo l'organismo del paziente[6][4].

L'origine del simbolo dell'antimonio si deve a Jöns Jacob Berzelius, che iniziò a citarlo nei suoi scritti ricorrendo dall'abbreviazione del nome latino stibium. Il simbolo proposto da Berzelius fu St, successivamente cambiato in Sb[7]. Tale nome proviene a sua volta dal nome copto del solfuro d'antimonio, attraverso il greco.

Applicazioni

L'antimonio trova sempre maggiore uso nell'industria dei semiconduttori nella produzione di diodi[8], sensori infrarossi[9] e dispositivi basati sull'effetto Hall.

In lega con il piombo, ne aumenta notevolmente la durezza e la resistenza meccanica, tant'è che la produzione di piombo-antimonio per la realizzazione di batterie per autotrazione è il principale consumo di questo elemento[10][11]. Oltre a ciò, tra le altre applicazioni vi sono le produzioni di:

Gli ossidi e i solfuri di antimonio, l'antimoniato(V) di sodio (NaSbO3) e il tricloruro di antimonio(III) (SbCl3) sono usati nella produzione di composti ignifughi[20], di smalti, di vernici, di vetri e di ceramiche, e come catalizzatori di esterificazione. L'antimonio è utilizzato nelle industrie di semiconduttori (dispositivi elettronici, diodi, transistor, circuiti integrati), per il drogaggio dei semiconduttori. Il più importante composto dell'antimonio(III) è il suo triossido (Sb2O3), usato principalmente nella produzione di sostanze ignifughe e ritardanti di fiamma[21] che trovano a loro volta impiego nei settori più disparati, dai giocattoli ai vestiti per i bambini alle fodere per sedili di aereo o automobile. Il solfuro di antimonio(III) (Sb2S3) è contenuto nei fiammiferi. Un'applicazione attuale dell'antimonio è nell'ambito delle memorie a cambiamento di fase, come elemento principe di una lega calcogenura denominata GST[22][23][24].

Disponibilità

Benché non sia un elemento abbondante, l'antimonio si trova in oltre 100 diversi minerali. A volte si trova allo stato nativo, ma la forma più frequente è quella del solfuro, la stibnite (Sb2S3).

L'antimonio viene commercializzato in molte forme fisiche: dalla polvere, ai cristalli, ai pezzi, ai lingotti.

Precauzioni

Simboli di rischio chimico
irritante
attenzione
frasi H335
frasi RR 37
consigli P262 [25]
frasi SS 22-24/25
Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela
Avvertenze

L'antimonio e molti dei suoi composti sono considerati tossici. Clinicamente, l'avvelenamento da antimonio è molto simile a quello da arsenico. A piccole dosi provoca mal di testa e vertigini; a dosi più alte provoca attacchi di vomito violenti e frequenti e porta alla morte nell'arco di pochi giorni. Come per l'arsenico, nella prima metà del XIX secolo l'ideazione del test di Marsh, un test di laboratorio molto sensibile, ne permise l'analisi chimica[26]. In Europa le norme[27] e le soluzioni per la riduzione di antimonio nell'acqua si rendono necessarie per preservare la salute umana.

Derivati

Note

  1. ^ Gunn, Gus, 1951-, Critical metals handbook, ISBN 9781118755211, OCLC 861966441. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  2. ^ Pohl, Walter L., Economic Geology : Principles and Practice., Wiley, 2011, ISBN 9781444394863, OCLC 927509297. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  3. ^ John Read, Humor and Humanism in Chemistry, Londra, 1947. Citato in Hugh Aldersey-Williams, Favole periodiche, Rizzoli, pp. 478-479, ISBN 978-88-17-04858-3.
  4. ^ a b Sneader, Walter., Drug discovery : a history, Wiley, 2005, pp. 57-58, ISBN 0471899798, OCLC 57682419. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  5. ^ Sebastian, Anton., A Dictionary of the History of Medicine., CRC Press, 1999, ISBN 9781351469999, OCLC 1023552019. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  6. ^ NIIR Board of Consultants & Engineers., Drugs & pharmaceutical : technology handbook, Asia Pacific Business Press, [date of publication not identified], ISBN 8178330547, OCLC 880007375. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  7. ^ Thurlow, K. J., Chemical Nomenclature, Springer, 1998, pp. 35-37, ISBN 9789401149587, OCLC 840311024. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  8. ^ Rashid, Muhammad H., Fondamenti di elettronica, Apogeo, 2002, p. 34, ISBN 8873038530, OCLC 849337069. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  9. ^ a b (EN) National Research Council National Materials Advisory Board, Trends in Usage of Antimony: Report, in NMAB, n. 274, Dicembre 1970, p. 87.
  10. ^ American Society for Testing and Materials, Corrosion Tests and Standards: Application and Interpretation, in ASTM manual series, vol. 20, p. 532.
  11. ^ European Lead Development Committee. e Lead Development Association., Lead 68 : edited proceedings., [1st ed.], Pergamon Press, [1969], p. 209, ISBN 9781483137735, OCLC 712526558. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  12. ^ Guruswamy, Sivaraman,, Engineering Properties and Applications of Lead Alloys, First edition, ISBN 9781482276909, OCLC 1027745913. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  13. ^ Habashi, Fathi. e Wiley InterScience (Online service), Alloys : preparation, properties, applications, 1st ed, Wiley-VCH, 1998, ISBN 9783527611935, OCLC 212131189. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  14. ^ Kilgour, Frederick G., The evolution of the book, Oxford University Press, 1998, p. 86, ISBN 1423759915, OCLC 65171788. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  15. ^ Dereu, Brian., Raw and finished materials : a concise guide to properties and applications, Momentum Press, 2012, ISBN 1606500759, OCLC 768374871. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  16. ^ a b Katz, Harry S. e Milewski, John V., Handbook of fillers for plastics, Van Nostrand Reinhold Co, 1987, p. 283, ISBN 0442260245, OCLC 14212758. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  17. ^ John Quincy, Pharmacopoeia Officinalis [et] Extemporanea: Or, A Complete English Dispensatory, in Two Parts. Theoretic and Practical, 15ª ed., T. Longman, 1782.
  18. ^ The Penny Cyclopaedia of the Society for the Diffusion of Useful Knowledge, vol. 2, Londra, 1834, p. 107.
  19. ^ Merle Henkenius, Using Lead-free solder, in Popular Mechanics, vol. 168, n. 6, Hearst Magazines, giugno 1991, p. 61.
  20. ^ Lewin, Menachem. e Pearce, Eli M., Flame-Retardant Polymeric Materials, Springer US, 1975, pp. 29-31, ISBN 9781468421484, OCLC 840287908. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  21. ^ Horrocks, A. Richard. e Price, Dennis., Fire retardant materials, CRC Press, 2001, p. 39, ISBN 1591246148, OCLC 53840609. URL consultato il 5 ottobre 2018.
  22. ^ Q. Ashton, Heavy Metals—Advances in Research and Application: 2013 Edition, ScholarlyEditions, ISBN 9781481676342.
  23. ^ Raoux, Simone. e Wuttig, Matthias., Phase change materials : science and applications, Springer, 2009, p. 228, ISBN 9780387848747, OCLC 649692444. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  24. ^ Li, Hai, 1975-, 2.2 Phase Changhe Memory - Material Research, in Nonvolatile memory design : magnetic, resistive, and phase change, CRC Press, 2012, ISBN 9781439807460, OCLC 773316150. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  25. ^ scheda dell'antimonio su IFA-GESTIS, su gestis-en.itrust.de.
  26. ^ Thompson, Robert Bruce., Illustrated guide to home chemistry experiments : all lab, no lecture, 1st ed, O'Reilly Media, 2008, p. 399, ISBN 9780596514921, OCLC 297574865. URL consultato il 6 ottobre 2018.
  27. ^ Normativa trattamento acque, su acqua-depurazione.it.

Bibliografia

Voci correlate

  • Stibismo – l'avvelenamento da antimonio

Altri progetti

Collegamenti esterni

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