Hidrogen

De la Wikipedia, enciclopedia liberă

Salt la: Navigare, căutare
Hidrogen
— ← Hidrogen → Heliu
—
  Hexagonal.svg

1		 H
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
H
Li
Tabelul complet • Tabelul extins
Informaţii generale
Nume, Simbol, Număr Hidrogen, H, 1
Serie chimică nemetale
Grupă, Perioadă, Bloc 1, 1, s
Densitate 0,0899 kg/m³
Culoare incolor
Număr CAS
Număr EINECS
Proprietăţi atomice
Masă atomică 1,00794 u
Rază atomică 25 (53) pm
Rază de covalenţă 37 pm
Rază van der Waals 120 pm
Configuraţie electronică 1s1
Electroni pe nivelul de energie 1
Număr de oxidare -1, +1
Oxid amfoter
Structură cristalină hexagonală
Proprietăţi fizice
Fază ordinară gaz
Punct de topire -259,1 °C ; 14,025 K
Punct de fierbere -252,9 °C ; 20,268 K
Energie de fuziune 0,05868 kJ/mol
Energie de evaporare 0,44936 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 22,42×10-3 m³/kmol
Presiune de vapori —
Viteza sunetului 1270 m/s la 20 °C
Informaţii diverse
Electronegativitate (Pauling) 2,2
Căldură specifică 14.304 J/(kg·K)
Conductivitate electrică — S/m
Conductivitate termică 0,1815 W/(m·K)
Primul potenţial de ionizare 1312 kJ/mol
Al 2-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_2}}} kJ/mol
Al 3-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_3}}} kJ/mol
Al 4-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_4}}} kJ/mol
Al 5-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_5}}} kJ/mol
Al 6-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
Al 7-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potenţial de ionizare {{{potenţial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
1H 99,985 % stabil cu 0 neutroni
2H 0,015 % stabil cu 1 neutroni
3H sintetic 12,33 ani β- 0,019 3He
Precauţii
NFPA 704
Unităţile SI şi condiţii de temperatură şi presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

Hidrogenul este elementul chimic în tabelul periodic al elementelor cu simbolul H şi numărul atomic 1. Este un gaz uşor inflamabil, incolor, insipid, inodor, iar în natură se întâlneşte mai ales sub formă de moleculă diatomică, H2. Având masa atomică relativă egală cu 1,00794, hidrogenul este cel mai uşor element chimic. Etimologic, cuvântul hidrogen este o combinaţie a două cuvinte greceşti, având semnificaţia de „a face apă”.

Hidrogenul elementar este principala componentă a Universului, având o pondere de 75 % din masa acestuia.[1] În starea de plasmă, se găseşte ca element majoritar în alcătuirea stelelor. Hidrogenul elementar este foarte puţin răspândit pe Pământ.

Pentru necesităţi industriale există diferite procedee de fabricaţie, puse la punct din punct de vedere tehnologic sau aflate în fază de laborator. Hidrogenul poate fi obţinut prin electroliza apei, procesul necesitând costuri mai mari decât cel de producere prin procesarea gazelor naturale.[2]

Cel mai răspândit izotop al hidrogenului este protiul, care este alcătuit dintr-un singur proton în nucleu şi un electron în învelişul electronic. În compuşii ionici poate avea sarcină negativă (anion cunoscut sub numele de hidrură, H-) sau sarcină pozitivă H+ (cation). Hidrogenul formează compuşi chimici cu majoritatea elementelor din sistemul periodic şi este prezent în apă şi în mulţi dintre compuşii organici. Are un rol important în reacţiile acido-bazice, acestea bazându-se pe schimbul de protoni între molecule. Fiind singurul atom pentru care soluţia analitică a ecuaţiei lui Schrödinger este pe deplin cunoscută, prezintă un rol major în fundamentarea teoriei mecanicii cuantice.

Hidrogenul este un gaz puternic reactiv şi îşi găseşte aplicaţii datorită capacităţii sale chimice de reducător.[3] Hidrogenul se foloseşte în industria petrochimică la producerea benzinelor, în industria chimico-alimentară pentru hidrogenarea grăsimilor (de exemplu producerea margarinei), în prelucrările mecanice ale metalelor şi în tratamentul termic al acestora.[4]

Hidrogenul reprezintă o alternativă pentru înlocuirea benzinei drept combustibil pentru vehiculele echipate cu motoare cu ardere internă.[5] Avantajele sale principale constau în faptul că este ecologic, din arderea sa rezultând vapori de apă, iar randamentul termic al motoarelor cu hidrogen este ridicat. Dezavantajele constau în pericolul mare de explozie, dificultatea stocării în vehicul şi lipsa unor reţele de staţii de alimentare cu hidrogen. Una dintre cele mai promiţătoare soluţii tehnice o reprezintă conversia directă a energiei chimice din hidrogen în electricitate, prin intermediul pilelor de combustie.[6]

Cuprins

[modifică] Descoperire

Hidrogenul a fost descoperit de către chimistul şi fizicianul englez Henry Cavendish în 1766, în urma unui experiment în care a studiat reacţiile dintre mercur şi acizi. Când a amestecat cele două substanţe, a observat apariţia unor mici bule de gaz în amestec. Acest aspect l-a determinat să efectueze o cercetare suplimentară, numind substanţa necunoscută „aer inflamabil”. În 1781 a descoperit că acest element produce apă atunci când arde.[7][8]

O analiză mai detaliată a fost făcută de către Antoine Lavoisier, care descoperă gazul independent de Cavenish în urma unui experiment ce urmărea determinarea masei pierdute sau create în urma unei reacţii chimice. Cercetătorul a încălzit apa într-un recipient închis, vaporii formaţi condensându-i într-un alt recipient. Cantitatea pierdută a fost atribuită degajării unui gaz (H2).[9] Chimistul francez a observat că „aerul inflamabil” al lui Cavendish în combinaţie cu oxigenul formează picături de apă, conform lui Joseph Priestley.[10] Lavoisier a numit gazul „hidrogen”, nomeclatura fiind de origine greacă (ὕδωρ, hydro înseamnă apă, iar γίγνομαι, gignomai înseamnă a naşte, a crea).[11]

[modifică] Rolul în teoria cuantică

Primele patru linii spectrale ale seriei Balmer (domeniul vizibil)

Datorită structurii atomice relativ simple, constituit dintr-un proton şi un electron, atomul de hidrogen împreună cu spectrul luminii emise de el, au reprezentat un domeniu central al dezvoltării teoriei structurii atomice.[12] În plus, simplitatea moleculei de H2 şi a cationului H2+ au condus la înţelegerea completă a naturii legăturii chimice ce a urmat imediat după dezvoltarea studiului atomului de hidrogen în mecanica cuantică (mijlocul anilor 1920).

Maxwell a observat că la H2, sub temperatura mediului ambiant, valoarea căldurii molare se abate inexplicabil de la aceea a unui gaz diatomic, iar la temperaturi criogenice se apropie din ce în ce mai mult de cea a unui gaz monoatomic. Conform teoriei cuantice, această comportare rezultă din distribuţia spaţială ale nivelelor de energie de rotaţie, care la H2 sunt foarte îndepărtate, datorită masei sale mici. Aceste nivele îndepărtate împiedică la temperaturi mici partiţia egală (între cei doi atomi ai moleculei) a energiei termice în energie de rotaţie. Compuşii diatomici gazoşi formaţi din atomi mai grei nu au diferenţe mari între nivelele energetice de rotaţie şi nu prezintă acelaşi efect.[13]

[modifică] Proprietăţi fizice

Hidrogenul este elementul cu cea mai mică densitate. În formă moleculară (H2) este de aproximativ 14,4 ori mai uşor decât aerul. La presiune normală punctul său de topire este de 14,02 K, iar cel de fierbere este de 20,27 K. Punctul său triplu este la 13,81 K, [14] şi 7,042 kPa,[15] iar cel critic la 33,2 K şi 1,29 MPa.[16] Solubilitatea în apă este de 1,6 mg/l.[17] Unele proprietăţi termodinamice (legate de fenomenele de transport) sunt datorate masei moleculare mici şi vitezei termice a unei molecule de 1770 m/s la 25 °C. La temperatura camerei, hidrogenul difuzează cel mai rapid, are cea mai înaltă conductivitate termică şi cea mai mare efuziune dintre toate gazele. O vîscozitate mai mică au doar trei gaze poliatomice, unul dintre ele fiind n-butan.[18]

Mobilitatea hidrogenului într-o masă solidă este, de asemenea, foarte mare. Astfel, acesta difuzează prin diverse materiale, cum ar fi polietilena şi cuarţul. Un important fenomen este acela de difuzie în fier, platină şi în alte metale tranziţionale. Aceste proprietăţi conduc la utilizări tehnice numeroase, dar de asemenea, şi la dificultăţi legate de transportul, depozitarea şi de prelucrare a amestecurilor de hidrogen.[19]

[modifică] Combustie

Hidrogenul gazos (în stare de moleculă diatomică[20]) este extrem de inflamabil şi la presoiune atmosferică se aprinde în aer la concentraţii volumetrice cuprinse între 4 % şi 75 %,[21] iar în contact cu oxigenul pur între 4,65 % şi 93,9 %.[16] Limitele între care apare detonaţia sunt între 18,2 % şi 58,9 % în aer, respectiv între 15 % şi 90 % în oxigen.[16] Variaţia entalpiei în urma combustiei (puterea calorifică, căldura de ardere) este de −286 kJ/mol:[22]

2 H_2 (g) + O_2 (g) \to 2 H_2 O (l) + 572 \ \mbox {kJ} \ (286 \ \mbox {kJ/mol}) [23]

Amestecul dintre oxigen şi hidrogen în diferite proporţii este exploziv. Hidrogenul se autoaprinde şi explodează în contact cu aerul în intervalul de concentraţii cuprins între 4 % şi 75 %, temperatura de autoaprindere fiind de 560 °C.[24] Flacăra unui amestec pur hidrogen-oxigen emite radiaţii ultraviolete invizibile cu ochiul liber.

H2 reacţionează cu toate elementele oxidante. Acesta poate reacţiona spontan şi violent la temperatura camerei cu clorul şi fluorul, formând HCl şi HF.[25]

[modifică] Râspândirea în Univers şi pe Pământ

NGC 604, o regiune foarte bogată în hidrogen

Hidrogenul este cel mai răspândit element în univers, reprezentând mai mult de 75 % în masă şi mai mult de 90 % după numărul de atomi.[26] Se găseşte în cantităţi mari în compoziţia stelelor şi a planetelor gigantice gazoase. Norii moleculari de H2 sunt asociaţi cu formarea stelelor. Hidrogenul joacă un rol-cheie şi în exploziile stelare datorate reacţiilor de fuziune nucleară dintre protoni.

În Univers, hidrogenul este întâlnit mai ales sub forma de atom şi în stare de plasmă. Proprietăţile acestora sunt diferite faţă de cele ale moleculei de hidrogen. Electronul şi protonul de hidrogen nu formează legături în starea de plasmă, din cauza conductivităţii electrice diferite şi a unei emisii radiative mari (originea luminii emise de Soare şi alte stele). Particulele încărcate cu sarcini electrice sunt puternic influenţate de câmpurile magnetice şi electrice. De exemplu, în vânturile solare particulele interacţionează cu magnetosfera terestră, generând curenţi Birkeland şi produc fenomenul cunoscut sub denumirea de auroră boreală. Hidrogenul se găseşte în stare atomică neutră în mediul interstelar, iar cea mai mare cantitate este întâlnită la sistemele Lyman-alpha.[27]

În condiţii normale, hidrogenul există pe Pământ sub formă de moleculă diatomică, H2, însă nu este foarte răspândit în atmosfera terestră (în concentraţie medie de 1 ppm de volum) din cauza masei mici, astfel forţa gravitaţională a planetei are un efect foarte slab asupra sa. Totuşi, hidrogenul (prin compuşii săi) este cel mai răspândit element de la suprafaţa Terrei.[28] Cei mai întâlniţi compuşi chimici ai săi sunt hidrocarburile şi apa.[29] Hidrogenul gazos este produs de anumite specii de bacterii şi alge, acesta fiind componentul principal al flatulenţei. Metanul este o importantă sursă de hidrogen.[30]

[modifică] Atomul de hidrogen

[modifică] Nivelele energtice ale atomului de hidrogen

Reprezentarea prin schemele de tranziţie a nivelelor energetice ale hidrogenului.
Secţiune dintr-un atom de hidrogen ce arată că diametrul acestuia este de două ori raza atomică calculată cu ajutorul modelului Bohr.
Pentru detalii, vezi: modelul atomic Bohr şi modelul atomic Schrödinger.

Nivelul energetic fundamental al electronului în atomul de hidrogen are energia egală cu -13,6 eV.[31] Nivelele superioare se numesc nivele excitate, energia acestora crescând până la 0 eV (valoarea nivelului energetic aflat la infinit), ele se calculează folosind modelul lui Bohr. Acesta consideră că nucleul este fix, iar electronul are o traiectorie circulară în jurul acestuia asemănătoare cu planetele ce gravitează în jurul Soarelui (de unde provine denumirea alternativă de model planetar). Forţa electromagnetică atrage electronul şi protonul unul spre celălalt, în timp ce corpurile cereşti se atrag datorită gravitaţiei. Potrivit condiţei de cuantificare a momentului cinetic postulat de Bohr, valoarea momentului cinetic al electronului este multiplu întreg al constantei reduse al lui Planck, de unde rezultă că în cadrul atomului, electronului îi sunt permise anumite orbite cu raze bine stabilite. Aceeastă relaţie de cuantificare explică spectrul discret al nivelelor energetice.[32]

O descriere mai exactă a atomului de hidrogen este dată în fizica cuantică unde se calculează densitatea de probabilitate prin norma funcţiei de undă a electronului în jurul protonului pe baza ecuaţiei lui Schrödinger sau a formulării lui Feynman cu integrală de drum.[33]

[modifică] Izotopii

Protiul, cel mai răspândit izotop al hidrogenului, are un electron, un proton şi niciun neutron

Hidrogenul are trei izotopi naturali, 1H, 2H şi 3H. Alţii, ce au nucleele foarte instabile (4H to 7H), au fost sintetizaţi în laborator dar nu au fost observaţi în natură.[34][35]

  • 1H este cel mai răspândit izotop al hidrogenului, având o pondere de peste 99,98% în compoziţia izotopică naturală al acestui element. Datorită faptului că acesta are în nucleul un singur proton, a fost numit protiu, această denumire fiind însă rar utilizată.[36]
  • 2H, celalalt izotop stabil al hidrogenului, este cunoscut şi sub numele de deuteriu. Conţine în nucleu un proton şi un neutron, acest izotop provenind de la Big Bang, continuând să existe până acum datorită stabilităţii sale. Nu este radioactiv şi nu reprezintă o sursă periculoasă de poluare. Apa ce este bogată în dioxid de deuteriu se mai numeşte şi apă grea. Deuteriul şi compuşii săi sunt utilizaţi ca etalon în experimente neradioactive şi ca solvent în procedeele de spectroscopie RMN.[37] Apa grea este utilizată ca moderator de neutron şi ca lichid de răcire pentru reactorii nucleari. Deuteriul este de asemenea folosit drept combustibil pentru fuziune nucleară de larg consum.[38]
  • 3H se mai numeşte şi tritiu (mai rar: triţiu); conţine în nucleu un proton şi doi neutroni. Este radioactiv, rezultând din izotopul Heliu-3 prin dezintegrarea beta şi are un timp de înjumătăţire de 12,32 ani.[29] Cantităţi mici din acest izotop sunt răspândite şi în natură, acesta rezultând din interacţiunea razelor cosmice cu gazele atmosferice; tritiul este eliberat şi în timpul testelor nucleare.[39] Este folosit şi în reacţii de fuziune nucleară,[40] şi pentru evidenţierea şi studiul de geochimia izotopilor[41] şi în dispozitive autogeneratoare de lumină.[42] Tritiul se mai utilizează şi în marcarea radioizotopică, în special în domeniul biologiei, medicinei sau geologiei.[43] Dioxidul de tritiu se mai numeşte şi apă supergrea.[44]

Hidrogenul este singurul element care are nume diferite pentru izotopii săi cei mai răspândiţi. Simbolurile D şi T (în loc de 2H şi 3H) sunt folosite pentru deuteriu şi tritiu, dar P este utilizat pentru fosfor, deci nu se poate folosi pentru simbolizarea protiului.[45] IUPAC acceptă atât ambele variante, dar 2H şi 3H sunt preferate.[46]

[modifică] Stări moleculare ale hidrogenului

Există doi izomeri de spin ai moleculei de hidrogen care diferă prin spinii relativi ai nucleului.[47] În forma de ortohidrogen, spinii celor doi protoni sunt paraleli şi formează un triplet; în forma de parahidrogen, spinii sunt antiparaleli şi formează un singlet. La temperatură şi presiune standard, hidrogenul gazos conţine 25 % parahidrogen şi 75 % ortohidrogen („starea normală” a hidrogenului).[48] Proporţiile în care se găsesc orto şi parahidrogenul depind de temperatură, dar forma orto este excitată şi are o energie mai mare, deci este instabilă şi nu poate fi purificată. La temperaturi foarte joase, starea de echilibru e formată aproape în întregime din parahidrogen. Proprietăţile fizice ale parahidrogenului pur diferă puţin de cele ale hidrogenului în stare normală.[49] Diferenţele dintre formele orto şi para se manifestă şi în compuşii care conţin hidrogen, cum ar fi apa sau metilenul.[50]

Transformarea între orto şi parahidrogen ce are loc fără catalizator se desfăşoară mai rapid la temperaturi mari, astfel H2 condensat rapid conţine o cantitate mare de ortohidrogen care se converteşte în parahidrogen foarte încet.[51] Proporţia de orto/para în hidrogenul molecular (H2) condensat este un factor important în prepararea şi stocarea hidrogenului lichid; conversia din orto în parahidrogen este un proces exoterm, prin care se degajă suficientă căldură pentru a evapora hidrogenul lichid, astfel pierzându-se materialului lichefiat. Catalizatorii utilizaţi la această transformare, cum ar fi oxidul feric, carbonul activat, azbestul platinizat, compuşi ai uraniului, metale rare, oxidul de crom, câţiva compuşi ai nichelului, sunt utilizaţi în timpul răcirii hidrogenului.[52][53]

O formă moleculară numită molecula protonată de hidrogen sau H3+ este întâlnită în mediul interstelar, fiind produsă prin ionizarea moleculei de hidrogen de către razele cosmice. De asemenea, a fost observată şi în straturile superioare ale planetei Jupiter. Această moleculă este relativ stabilă în afara Terrei datorită temperaturii scăzute şi a densităţii ridicate. H3+ este unul din cei mai răspândiţi ioni din Univers, jucând un rol important în chimia mediului interstelar.[54]

[modifică] Hidrogenul metalic

În general, hidrogenul este considerat drept un nemetal, însă la temperaturi joase şi la presiuni mari unele din proprietăţile sale se aseamănă cu cele ale metalelor.[55] Hidrogenul metalic a fost obţinut pentru prima oară în 1973 la o presiune de 2,8 Mbar şi la 20 K.[56] Aliajul SiH4 cu structură metalică a fost obţinut în 2008, descoperindu-se că este un foarte bun conductor electric, în conformitate cu predicţiile anterioare ale lui lui N. W. Ashcroft. În acest compus, chiar şi la presiuni moderate, hidrogenul are o structură cu o densitate ce corespunde cu cea a hidrogenului metalic.[57]

[modifică] Compuşii hidrogenului

[modifică] Compuşii covalenţi şi cei organici

Chiar dacă H2 nu este foarte reactiv în condiţii obişnuite, el formează compuşi cu majoritatea elementelor. Se cunosc milioane de hidrocarburi, dar acestea nu se obţin prin reacţia directă dintre elemente (carbon şi hidrogen), deşi producerea gazului de sinteză în procedeul Fischer-Tropsch poate fi considerată aproape o excepţie deoarece procesul foloseşte carbonul din cărbunele, iar hidrogenul poate fi generat în proces din apă.[58] Hidrogenul poate forma compuşi cu elmentele mai electronegative decât el, cum ar fi halogenii; în acest tip de compuşi, hidrogenul prezintă o sarcină pozitivă parţială.[59] Când se leagă de fluor, oxigen sau azot, hidrogenul participă la formarea unei legături puternice numite legatură de hidrogen, ce este un factor important în stabilitatea multor molecule biologice.[60][61] Hidrogenul poate forma compuşi şi cu elementele mai puţin electronegative, cum ar fi metalele sau semimetalele, având o sarcină parţial negativă. Aceşti compuşi sunt cunoscuţi sub numele de hidruri.[62] Hidrogenul formează o varietate de compuşi cu carbonul. Datorita asocierii în general a acestora cu organismele vii, aceştia sunt numiţi compuşi organici;[63] cu studierea lor se ocupă chimia organică,[64]iar cu studiul rolului lor în organismele vii - biochimia.[65] În unele definiţii „organic” se referă doar la un compus ce conţine carbon. Însă majoritatea substanţelor organice prezintă şi hidrogen, iar legătura carbon-hidrogen determină multe din particularităţile lor. De aceea, legăturile carbon-hidrogen sunt prezente în unele definiţii ale cuvântului „organic”.[66] În chimia anorganică hidrurile pot reprezenta catene de legături între doi ioni metalici ai unei combinaţii complexe. Această funcţie se întâlneşte la elementele din grupa 13, cu precădere la boruri şi compuşii complecşi ai aluminiului.[29]

[modifică] Hidruri

Compuşii hidrogenului sunt adesea numiţi „hidruri”, acest termen fiind uneori impropriu utilizat. „Hidrură” defineşte o substanţă în care atomul de H are caracter anionic sau sarcină negativă, deci H−, fiind utilizat pentru compuşii hidrogenului cu un element mai electropozitiv. Existenţa anionului hidrură, sugerată de Gilbert N. Lewis în 1916 pentru elementele din prima grupă şi a doua principală, a fost pusă în evidenţă în 1920 de către Moers prin electroliza topiturii de hidrură de litiu (LiH), când a fost produsă o cantitate stoechiometrică de hidrogen la anod.[67] Pentru hidrurile altor elemente, termenul este ambiguu, luând în considerare electronegativitatea hidrogenului. Excepţie face BeH2, care este un polimer. În hidrura de litiu şi aluminiu, anionul AlH4− are centre de hidrură ataşate puternic de aluminiu. Chiar dacă hidrogenul poate forma hidruri cu toate elementele din grupele principale, numărul şi combinaţiile posibile diferă de la o grupă la alta.[68] Hidrura de indiu nu a fost încă identificată, însă există o multitudine de compuşi complecşi ai săi.[69]

[modifică] Protoni şi acizi

Oxidarea hidrogenului, adică îndepărtarea electronului său, decurge teoretic cu formarea H+, ion ce nu conţine niciun electron în învelişul electronic şi un proton în nucleu. De accea, H+ este adesea numit „proton” şi are un rol important în teoria protonică a acizilor. Conform teoriei Bronsted-Lowry, acizii sunt acele substanţe care cedează protoni, iar bazele sunt acceptori de protoni.[70] Protonul H+ nu poate exista liber, ci doar în soluţii sau în cristale ionice, datorită afinităţii foarte mari pentru electronii altor elemente. Uneori, termenul de „proton” este utilizat impropriu pentru a se referi la hidrogenul cu sarcină pozitivă sau cationul de hidrogen legat de alte specii moleculare.[71] Pentru a se evita implicarea existenţa unică a „protonului solvatat” în soluţii, se consideră că soluţiile apoase cu caracter acid conţin ionul hidroniu (H3O+).[72] Totuşi, unii cationi solvataţi ai hidrogenului sunt mai degrabă organizaţi în molecule de tipul celei de H9O4+.[72] Alţi ioni oxoniu se formează când apa formează soluţii cu alţi solvenţi.[73] Deşi nu se întâlneşte pe Pământ, ionul H3+ (cunoscut sub numele de hidrogen molecular protonat sau cationul triatomic de hidrogen) este una dintre cele mai răspândite specii chimice în restul universului.[74]

[modifică] Obţinere

Pentru detalii, vezi: Fabricarea hidrogenului.

H2 este produs în laboratoarele de chimie şi cele de biologie, fiind adesea un produs secundar al unei reacţii; în industrie pentru hidrogenarea substanţelor nesaturate; în natură ca metodă de a reduce echivalenţii în reacţiile biochimice.

[modifică] Laborator

În laborator, H2 este de obicei obţinut prin reacţia metalelor cu acizii în aparatul Kipp.[75]

Zn +2 H^+ \to Zn^{2+} + H_2

Aluminiul poate produce H2 prin tratarea cu baze:[76]

2 Al + 6 H_2 O + 2 OH^- \to 2 Al(OH)_4^- + 3 H_2

Electroliza apei este o metodă simplă de a produce hidrogen. Un curent de joasă tensiune trece prin apă, iar oxigenul gazos se formează la anod, în timp ce hidrogenul gazos apare la catod. De obicei la producerea hidrogenului, catodul este confecţionat din platină. Dacă se realizează şi arderea, oxigenul este preferat pentru combustie, astfel ambii electrozi sunt confecţionaţi din metale inerte. Eficienţa maximă (electricitatea utilizată raportată la cantitatea de hidrogen produsă) este de 80 % – 94 %.[77]

2 H_2 O (l) \to 2 H_2 (g) + O_2 (g)

În 2007 s-a descoperit că un aliaj format din aluminiu şi galiu în forma granulară în reacţie cu apa poate fi folosit pentru a produce hidrogen. Din acest proces mai rezultă de asemenea şi alumină, însă galiul scump, ce previne apariţia stratului de oxid, poate fi refolosit. Acest lucru are o mare importanţă în economia hidrogenului, deoarece acesta poate fi produs la locul de lucru şi nu trebuie transportat.[78]

[modifică] Industrial

Cea mai importantă (din punct de vedere economic) metodă de obţinere a hidrogenului este extragerea acestuia din hidrocarburi. Cea mai mare parte a hidrogenului obţinut în mod industrial provine din reformarea vaporilor gazelor naturale.[79] La tempreaturi ridicate (700 – 1100 °C; 1300 – 2000 °F), apa în stare de vapori reacţionează cu metanul, rezultând monoxid de carbon şi H2[80]:

CH_4 + H_2 O \to CO + 3 H_2

Această reacţie se realizează uşor la presiune joasă, dar de obicei se realizează la presiuni mari (20 bar), deoarece la aceste presiuni se desfăşoară aplicaţiile uzuale ale hidrogenul astfel obţinut.[81] Amestecul rezultat se numeşte gaz de sinteză deoarece este utilizat pentru obţinerea directă a metanolului şi a compuşilor săi.[82] Şi alte hidrocarburi în afară de metan pot produce gaz de sinteză în diferite proporţii.[83] O problemă ce apare în această tehnologie este formarea cocsului[84] sau a carbonului:

CH_4 \to C + 2 H_2

Această reacţie decurge de obicei cu formarea unui exces de H2O. Hidrogenul adiţional poate fi recuperat din vapori utilizându-se monoxidul de carbon în reacţie cu gazul de apă pe un catalizator de oxid de fier. Procesul este şi o metodă de obţinere a dioxidului de carbon:[79]

CO + H_2 O \to CO_2 + H_2

Alte metode importante de obţinere a H2 sunt oxidarea parţială a hidrocarburilor:[85]

2 CH_4 + O_2 \to 2 CO + 4 H_2

şi reacţia cărbunelui cu apa:[79]

C + H_2 O \to CO + H_2

Uneori, hidrogenul este fabricat şi consumat în timpul aceluiaşi proces, fără a mai fi separat. În procedeul Haber pentru obţinerea amoniacului, hidrogenul provine din la gazul natural.[86] Din electroliza saramurii pentru a produce clor se obţine şi hidrogen ca produs secundar.[87]

[modifică] Termochimie

Există mai mult de 200 de cicluri termochimice care pot fi folosite pentru descompunerea apei. Sunt studiate unele dintre acestea, cum ar fi ciclul oxidului de fier, ciclul oxid de ceriu (IV)-ceriu (III), ciclul zinc-oxid de zinc, ciclul sulfură-iod, ciclul cupru-clor şi ciclul sulfurii hibride, fiind în stadiul de testări pentru a produce hidrogen şi oxigen din apă folosind căldura, fără a se utiliza electricitatea.[88] Numeroase laboratoare (inclusiv în Franţa, Germania, Grecia, Japonia şi Statele Unite ale Americii) dezvoltă metode termochimice de producere a hidrogenului din energie solară şi apă.[89]

[modifică] Reacţii biochimice

Pentru detalii, vezi: Producţie biologică de hidrogen.
Un bioreactor de alge pentru producerea hidrogenului.

H2 se obţine în urma unor metabolisme anaerobe şi este produs de anumite microorganisme, de obicei prin cataliza enzimelor ce conţin fier sau nichel.[90] Cu ajutorul acestor enzime, numite hidrogenaze, se obţine hidrogen în urma procesului de fotosinteză.[91] Gena introdusă ajută frunza să descompună molecula de apă în elementele componente.[92] Algele folosite sunt plante unicelulare care produc, în mod natural, cantităţi mici de hidrogen în timp ce îşi extrag energia necesară din lumina Soarelui.[93] David Tiede, unul dintre inventatorii acestei metode, afirmă că algele produc hidrogen ca să se apere de radicalii liberi rezultaţi în urma fotosintezei, care altfel le-ar oxida părţi vitale ale celulei.[91] Dar, dacă hidrogenaza este stimulată chimic şi dacă algele sunt plasate în recipiente de sticlă şi expuse luminii solare, ele produc mai mult hidrogen, iar acesta poate fi recoltat, iar apoi îmbuteliat cu ajutorul unei pompe.[91][92] Profesorul Thomas Rauchfuss, de la Universitatea din Illinois, cel care a propus tipul exact de proteină sintetică necesar procesului, a declarat: „Cultivarea algelor modificate genetic, în care s-a introdus proteina sintetică, s-a dovedit a fi extrem de stabilă. Algele nu degenerează şi nu revin la specia anterioară. Procesul are o mulţime de beneficii în comparaţie cu obţinerea altor plante din care se extrag biocombustibili. Algele pot fi crescute în recipiente transparente plasate în deşert sau pe acoperişul caselor. Ele nu au nevoie de teren şi nu intră în competiţie cu producţia de alimente”.[91] La unele specii de alge, cum ar fi Chlamydomonas reinhardtii sau cyanobacteria, la întuneric, protonii şi electronii sunt reduşi pentru a forma H2 gazos cu ajutorul hidrogenazei în cloroplast.[94]

[modifică] Utilizări

Pentru detalii, vezi: Utilizarea hidrogenului.

Anual se înregistrează un consum mondial de hidrogen de peste 500 miliarde metri cubi normali în diverse scopuri şi în diferite domenii.[95] În afara utilizării ca reactant, hidrogenul are multe aplicaţii în inginerie şi fizică. Se utilizează la sudură,[96][97] iar datorită bunei conductivităţi termice este folosit ca agent de răcire în generatoare electrice din centralele electrice.[98] H2 lichid are un rol important în cercetările din criogenie, inclusiv în studiile legate de superconductivitate.[99] Molecula de hidrogen, având o densitate de 15 ori mai mică decât cea a aerului, a fost întrebuinţată drept gaz portant pentru baloane şi dirijabile.[100] De asemenea, este materie primă în diverse tehnologii: de reducere a minereurilor, de fabricare a amoniacului şi în procedeele de hidrogenare. Hidrogenul are aplicaţii şi în industria automobilelor, chimică, aerospaţială şi de telecomunicaţii.[101]

Izotopii hidrogenului au aplicaţii specifice. Deuteriul din compoziţia apei grele este utilizat în reacţiile de fisiune nucleară ca moderator pentru încetinirea neutronilor.[8] Compuşii acestuia se folosesc în cadrul studiilor ce urmăresc efectele reacţiilor izotopice.[102] Tritiul, produs în reactoarele nucleare, se foloseşte în producerea bombelor cu hidrogen,[103] în marcare izotopică[43] şi ca sursa de iradiere pentru vopselele fosforescente.[104]

[modifică] Aspecte de securitate şi sănătate

Inhalarea aerului bogat în hidrogen poate produce asfixierea.

Hidrogenul poate forma amestecuri explozive cu aerul şi reacţionează violent cu oxidanţii.[105] În cazul inhalării în cantităţi foarte mari, poate produce asfixierea,[106] pierderea mobilităţii motrice şi a cunoştinţei.[107] Scurgerea hidrogenului gazos în atmosferă poate cauza autoaprinderea sa. Flacăra de hidrogen este invizibilă, acest lucru putând produce arsuri accidentale.[108]

Multe proprietăţi fizice şi chimice ale hidrogenului depind de proporţia de orto/parahidrogen. Uneori durează săptămâni pentru a atinge starea de echilibru a acestor alotropi. Valorile critice de temperatură şi presiune la care are loc deflagraţia hidrogenului depind de forma recipientului.[105]

[modifică] Vezi şi

[modifică] Note

  1. ^ en Palmer, David (1997-09-13). Hydrogen in the Universe. NASA. Accesat în 5 iunie 2009.
  2. ^ en Staff (2007). Hydrogen Basics — Production. Florida Solar Energy Center. Accesat în 5 iunie 2009.
  3. ^ de Informaţii şi cărţi despre hidrogen. Hydrogeit. Accesat la 6 iunie 2009.
  4. ^ de Hidrogen – Noul purtător de energie Despre rolul hidrogenului în sistemele energetice existente şi viitoare în Asociaţia Germană a Hidrogenului şi Pilelor de Combustie (DWBV). Accesat la 6 iunie 2009.
  5. ^ Motorul cu hidrogen, o perspectivă încă îndepărtată. Adevărul, accesat la 6 iunie 2009.
  6. ^ ECONOMIA HIDROGENULUI – PROMISIUNE SAU REVOLUTIE?. Asociaţia generală a inginerilor din România. Accesat la 6 iunie 2009.
  7. ^ „Hydrogen”. Van Nostrand's Encyclopedia of Chemistry: 797–799. (2005). Wylie-Interscience.
  8. ^ a b Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks, pag. 183–191, Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-850341-5.
  9. ^ Erwin Riedel: Anorganische Chemie. de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1
  10. ^ en Lavoisier, Antoine (1743-1794). scienceworld.wolfram.com. Accesat la 16 mai 2009.
  11. ^ Stwertka, Albert (1996). A Guide to the Elements, pag. 16–21, Oxford University Press. ISBN 0-19-508083-1.
  12. ^ en Crepeau, Bob (1 ianuarie 2006). „Niels Bohr: The Atomic Model”. Great Scientific Minds.
  13. ^ Berman, R., Cooke, A. H.; Hill, R. W. (1956). „Cryogenics”. Annual Review of Physical Chemistry 7: 1–20. DOI:10.1146/annurev.pc.07.100156.000245.
  14. ^ IPTS-1968, iupac.org, accesat 12 iunie 2009
  15. ^ Yunus A. Cengel, Robert H. Turner. Fundamentals of thermal-fluid sciences, McGraw-Hill, 2004, p. 78, ISBN 0-07-297675-6
  16. ^ a b c http://www.safety.seas.harvard.edu/services/hydrogen.html Information Specific to Liquid Hydrogen], harvard.edu, accesat 12 iunie 2009
  17. ^ Fişă tehnică de securitate. Messer România. Accesat la 15 mai 2009.
  18. ^ A. F. Holleman, Egon Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9
  19. ^ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente - das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten. Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3
  20. ^ en Dihydrogen. University of Southern Maine. Accesat la 2 februarie 2009.
  21. ^ Carcassi, M. N., Fineschi, F. (June 2005). „Deflagrations of H2–air and CH4–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment”. Energy 30 (8): 1439–1451. DOI:10.1016/j.energy.2004.02.012.
  22. ^ National Academy of Engineering, National Academy of Sciences, 2004, The Hydrogen Economy: Opportunities, Costs. National Academies Press. ISBN 0-309-09163-2
  23. ^ Energy is per mole of the combustible material, Hydrogen. 286 kJ/mol
  24. ^ en Staff (September 10, 2005). Safety data for hydrogen. Chemical and Other Safety Information. The Physical and Theoretical Chemistry Laboratory, Oxford University. Accesat în 2008-02-05.
  25. ^ Clayton, Donald D. (2003). Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium. Cambridge University Press. ISBN 0-521-82381-1.
  26. ^ en Jefferson Lab – Hydrogen. Accesat în 15 septembrie 2005.
  27. ^ en Storrie-Lombardi, Lisa J., Wolfe, Arthur M. (2000). „Surveys for z > 3 Damped Lyman-alpha Absorption Systems: the Evolution of Neutral Gas”. Astrophysical Journal 543: 552–576. DOI:10.1086/317138. Accesat la data de 18 mai 2009.
  28. ^ en Dresselhaus, Mildred et al (15 mai 2003). Basic Research Needs for the Hydrogen Economy (PDF). Argonne National Laboratory, U.S. Department of Energy, Office of Science Laboratory. Accesat în 17 mai 2009.
  29. ^ a b c Miessler, Gary L.; Tarr, Donald A. (2003). Inorganic Chemistry, 3rd edition, Prentice Hall. ISBN 0130354716.
  30. ^ Berger, Wolfgang H. (November 15, 2007). The Future of Methane. University of California, San Diego. Accesat în 12 mai 2009.
  31. ^ en Millar, Tom (10 decembrie 2003). Lecture 7, Emission Lines — Examples. PH-3009 (P507/P706/M324) Interstellar Physics. University of Manchester. Accesat în 21 iunie 2004.
  32. ^ en Stern, David P. (2005-05-16). The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. NASA Goddard Space Flight Center. Accesat în 25 martie 2009.
  33. ^ en Stern, David P. (2005-02-13). Wave Mechanics. NASA Goddard Space Flight Center. Accesat în 25 martie 2009.
  34. ^ Gurov, Yu. B., Aleshkin, D. V.; Behr, M. N.; Lapushkin, S. V.; Morokhov, P. V.; Pechkurov, V. A.; Poroshin, N. O.; Sandukovsky, V. G.; Tel'kushev, M. V.; Chernyshev, B. A.; Tschurenkova, T. D (2004). „Spectroscopy of superheavy hydrogen isotopes in stopped-pion absorption by nuclei”. Physics of Atomic Nuclei 68 (3): 491–97. DOI:10.1134/1.1891200.
  35. ^ Korsheninnikov, A. A. et al (2003). „Experimental Evidence for the Existence of 7H and for a Specific Structure of 8He”. Physical Review Letters 90 (8). DOI:10.1103/PhysRevLett.90.082501.
  36. ^ en Urey, Harold C., Brickwedde, F. G.; Murphy, G. M. (1933). „Names for the Hydrogen Isotopes”. Science 78 (2035): 602–603. DOI:10.1126/science.78.2035.602. Accesat la data de 5 mai 2009.
  37. ^ en Oda, Y, Nakamura, H.; Yamazaki, T.; Nagayama, K.; Yoshida, M.; Kanaya, S.; Ikehara, M. (1992). „1H NMR studies of deuterated ribonuclease HI selectively labeled with protonated amino acids”. Journal of Biomolecular NMR 2 (2): 137–47. DOI:10.1007/BF01875525. Accesat la data de 12 mai 2009.
  38. ^ en Broad, William J. (11 noiembrie 1991). Breakthrough in Nuclear Fusion Offers Hope for Power of Future. The New York Times. Accesat în 2008-02-12.
  39. ^ en Staff (15 noiembrie 2007). Tritium. U.S. Environmental Protection Agency. Accesat în 2008-02-12.
  40. ^ en Nave, C. R. (2006). Deuterium-Tritium Fusion. HyperPhysics. Georgia State University. Accesat în 17 mai 2009.
  41. ^ en Kendall, Carol; Caldwell, Eric (1998). Fundamentals of Isotope Geochemistry. US Geological Survey. http://wwwrcamnl.wr.usgs.gov/isoig/isopubs/itchch2.html#2.5.1. Accesat la 17 mai 2009 - dmy . 
  42. ^ en The Tritium Laboratory. University of Miami (2008). Accesat în 12 mai 2009.
  43. ^ a b en Holte, Aurali E. (3 noiembrie 2004). „Potential Role of Parasitism in the Evolution of Mutualism in Astigmatid Mites”. Experimental and Applied Acarology 25 (2): 97–107. DOI:10.1023/A:1010655610575. Accesat la data de 2 mai 2009.
  44. ^ en Fact Sheet on Tritium, Radiation Protection Limits, and Drinking Water Standards. nrc.gov. Accesat la 2 iunie 2009.
  45. ^ en Krogt, Peter van der (5 mai 2005). Hydrogen. Elementymology & Elements Multidict. Accesat în 12 mai 2009.
  46. ^ en § IR-3.3.2, Provisional Recommendations, IUPAC. Accesat la 16 mai 2009.
  47. ^ en Staff (2003). Hydrogen (H2) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen. Universal Industrial Gases, Inc.. Accesat în 30 martie 2009.
  48. ^ en Tikhonov, Vladimir I., Volkov, Alexander A. (2002). „Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers”. Science 296 (5577): 2363. DOI:10.1126/science.1069513.
  49. ^ en Hritz, James (martie 2006). CH. 6 - Hydrogen (PDF). NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA. Accesat în 30 martie 2009.
  50. ^ en Shinitzky, Meir (10 ianuarie). „Ortho-para spin isomers of the protons in the methylene group”. Chirality 18 (9): 754–756. DOI:10.1002/chir.20319.
  51. ^ Milenko, Yu. Ya., Sibileva, R. M.; Strzhemechny, M. A (1997). „Natural ortho-para conversion rate in liquid and gaseous hydrogen”. Journal of Low Temperature Physics 107 (1–2): 77–92. DOI:10.1007/BF02396837.
  52. ^ en Ortho-Para conversion. Pag. 13 (PDF).
  53. ^ Svadlenak, R. Eldo, Scott, Allen B (1957). „The Conversion of Ortho- to Parahydrogen on Iron Oxide-Zinc Oxide Catalysts”. Journal of the American Chemical Society 79 (20): 5385–5388. DOI:10.1021/ja01577a013.
  54. ^ en McCall Group, Oka Group (22 aprilie 2005). H3+ Resource Center. Universities of Illinois and Chicago. Accesat în 16 mai 2009.
  55. ^ en Hydrogen metal on the horizon. physicsworld.com. Accesat la 15 mai 2009.
  56. ^ es Hidrógeno. uam.es. Accesat la 15 mai 2009.
  57. ^ M. I. Eremets, I. A. Trojan, S. A. Medvedev, J. S. Tse, Y. Yao. Superconductivity in Hydrogen Dominant Materials. Silane Science 14 martie 2008 Vol. 319. no. 5869, pp. 1506–1509, rezumat accesat 2009-06-08
  58. ^ Fischer-Tropsch synthesis process in the presence of a catalyst the metallic particles of which have a controlled size. freepatentsonline.com. Accesat la 23 mai 2009
  59. ^ en Clark, Jim (2002). The Acidity of the Hydrogen Halides. Chemguide. Accesat în 22 mai 2009.
  60. ^ en Kimball, John W. (2003-08-07). Hydrogen. Kimball's Biology Pages. Accesat în 23 mai 2009.
  61. ^ en IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version, Hydrogen Bond. IUPAC. Accesat la 23 mai 2009.
  62. ^ en Sandrock, Gary (2 mai 2002). Metal-Hydrogen Systems. Sandia National Laboratories. Accesat în 23 mai 2009.
  63. ^ en Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. Purdue University. Accesat în 9 iunie 2009.
  64. ^ en Organic Chemistry. Dictionary.com. Lexico Publishing Group (2008). Accesat în 9 iunie 2009.
  65. ^ en Organic Chemistry. Dictionary.com. Lexico Publishing Group (2008). Accesat în 21 iunie 2004.
  66. ^ en Organic Chemistry. Dictionary.com. Lexico Publishing Group (2008). Accesat în 21 mai 2009.
  67. ^ Moers, Kurt (1920). „Investigations on the Salt Character of Lithium Hydride”. Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie 113 (191): 179–228. DOI:10.1002/zaac.19201130116.
  68. ^ Downs, Anthony J., Pulham, Colin R. (1994). „The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation”. Chemical Society Reviews 23: 175–184. DOI:10.1039/CS9942300175.
  69. ^ Hibbs, David E., Jones, Cameron; Smithies, Neil A. (1999). „A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH3{P(C6H11)3}]”. Chemical Communications: 185–186. DOI:10.1039/a809279f.
  70. ^ Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169
  71. ^ Luminiţa Vlădescu, Echilibre chimice în chimia analitică. Editura: Didactică şi Pedagogică - 2004
  72. ^ a b Okumura, Anthony M., Yeh, L. I.; Myers, J. D.; Lee, Y. T (1990). „Infrared spectra of the solvated hydronium ion: vibrational predissociation spectroscopy of mass-selected H3O+•(H2O)n•(H2)m”. Journal of Physical Chemistry 94 (9): 3416–3427. DOI:10.1021/j100372a014.
  73. ^ Perdoncin, Giulio, Scorrano, Gianfranco (1977). „Protonation Equilibria in Water at Several Temperatures of Alcohols, Ethers, Acetone, Dimethyl Sulfide, and Dimethyl Sulfoxide”. Journal of the American Chemical Society 99 (21): 6983–6986. DOI:10.1021/ja00463a035.
  74. ^ Carrington, Alan, R. McNab, Iain (1989). „The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H3+)”. Accounts of Chemical Research 22 (6): 218–222. DOI:10.1021/ar00162a004.
  75. ^ en DIY PVC benchtop gas generator after Kipp. seanmichaelragan.com. Accesat la 12 mai 2009.
  76. ^ en Acid-Base Behaviour of the Period 3 Oxides. chemguide.co.uk. accesat la 12 mai 2009.
  77. ^ en Kruse, B.; Grinna, S.; Buch, C. (2002). Hydrogen Status og Muligheter (PDF). Bellona. Accesat în 12 mai 2009.
  78. ^ en Venere, Emil (15 mai 2007). New process generates hydrogen from aluminum alloy to run engines, fuel cells. Purdue University. Accesat în 12 mai 2009.
  79. ^ a b c Oxtoby, D. W. (2002). Principles of Modern Chemistry, 5th edition, Thomson Brooks/Cole. ISBN 0030353734.
  80. ^ en [Omata, K., T. Ehara, I. Kawai, M. Yamada (mai 1997). „Methane-water redox reaction on A2SnO4 (A=Mg, Ca, Sr, Ba) oxide to produce C2 hydrocarbons”. Catalysis Letters 45: 245-248. Accesat la data de 20 mai 2009.
  81. ^ en U.S. Industry Perspective on Long-Term Market Trends and R&D Needs in Gasification. National Academy of Engineering Complements to Kyoto. Accesat la 14 mai 2009.
  82. ^ en Synthesis Gas . Robert Gordon University. Accesat la 20 mai 2009.
  83. ^ Árpád Molnár, Hydrocarbon chemistry. Wiley-IEEE, 2003. ISBN 0-471-41782-3
  84. ^ en Coke formation and olefins conversion in FCC naphthaolefin reformulation at low reaction temperature . Institute of Coal Chemistry, Chinese Academy of Sciences. Accesat la 20 mai 2009.
  85. ^ en Hydrogen Properties, Uses, Applications. Universal Industrial Gases, Inc. (2007). Accesat în 20 mai 2009.
  86. ^ en Funderburg, Eddie (2008). Why Are Nitrogen Prices So High?. The Samuel Roberts Noble Foundation. Accesat în 20 mai 2009.
  87. ^ en Lees, Andrew (2007). Chemicals from salt. BBC. Accesat în 20 mai 2009.
  88. ^ en Development of solar-powered thermochemical production of hydrogen from water (PDF). Accesat în 21 mai 2009.
  89. ^ en Robert Perret. Development of Solar-Powered Thermochemical Production of Hydrogen from Water, DOE Hydrogen Program, 2007 (PDF). Accesat în 21 mai 2009.
  90. ^ Florin, L., Tsokoglou, A. and Happe, T. (2001). „A novel type of iron hydrogenase in the green alga Scenedesmus obliquus is linked to the photosynthetic electron transport chain”. J. Biol. Chem. 276: 6125–6132. DOI:10.1074/jbc.M008470200.
  91. ^ a b c d Alge care produc hidrogen combustibil. ecomagazin.ro. Accesat la 6 iunie 2009.
  92. ^ a b Ulei pentru motoare diesel obţinut din alge. Adevărul. Accesat la 6 mai 2009.
  93. ^ en Mutant Algae Is Hydrogen Factory. wired.com. Accesat la 3 iunie 2009.
  94. ^ Kruse, O.; Rupprecht, J.; Bader, K.-P.; Thomas-Hall, S.; Schenk, P. M.; Finazzi, G.; Hankamer, B (2005). „Improved photobiological H2 production in engineered green algal cells”. The Journal of Biological Chemistry 280 (40): 34170–7.
  95. ^ Economia hidrogenului – de la utopie la realism. Buletinul AGIR nr. 3/2007 din iulie-septembrie. Accesat la 4 iunie 2009.
  96. ^ en Durgutlu, Ahmet (27 octombrie 2003). „Experimental investigation of the effect of hydrogen in argon as a shielding gas on TIG welding of austenitic stainless steel”. ScienceDirect 25 (1): 19–23. DOI:10.1016/j.matdes.2003.07.004. Accesat la data de 2008-04-06.
  97. ^ Atomic Hydrogen Welding. Specialty Welds (2007). Accesat în 21 mai 2009.
  98. ^ HIDROGENUL ESTE O SPERANŢĂ?. Revista ştiinţifică şi tehnică. Accesat la 23 mai 2009.
  99. ^ en Hardy, Walter N. (19 martie 2003). „From H2 to cryogenic H masers to HiTc superconductors: An unlikely but rewarding path”. Physica C: Superconductivity 388–389: 1–6. DOI:10.1016/S0921-4534(02)02591-1. Accesat la data de 6 iunie 2009.
  100. ^ en Barnes, Matthew (2004). LZ-129, Hindenburg. The Great Zeppelins. Accesat în 4 iunie 2009.
  101. ^ en Block, Matthias. „Hydrogen as Tracer Gas for Leak Detection”. 16th WCNDT 2004, Montreal, Canada: Sensistor Technologies. Accesat la data de 4 iunie 2009. 
  102. ^ en Reinsch, J, A Katz, J Wean, G Aprahamian, JT MacFarland (October 1980). „The deuterium isotope effect upon the reaction of fatty acyl-CoA dehydrogenase and butyryl-CoA”. J. Biol. Chem. 255 (19): 9093–97. Accesat la data de 22 mai 2009.
  103. ^ en Bergeron, Kenneth D. (January–February 2004). „The Death of no-dual-use”. Bulletin of the Atomic Scientists 60 (1). DOI:10.2968/060001004. Accesat la data de 13 aprilie 2008.
  104. ^ en Quigg, Catherine T. (March 1984). „Tritium Warning”. Bulletin of the Atomic Scientists 40 (3): 56–57. Accesat la data de 2 mai 2009.
  105. ^ a b en Smith, H. O.; Xu, Q (1997). Safety Standard for Hydrogen and Hydrogen Systems (PDF). NASA. Accesat în 5 mai 2009.
  106. ^ en Lenntech: Health effects of hydrogen - Environmental effects of hydrogen. enntech.com Accesat la 5 iunie 2009.
  107. ^ Fişa tehnica de securitate. airliquide.ro. Accesat la 6 iunie 2009.
  108. ^ en Hydrogen Safety. Humboldt State University. Accesat în 6 iunie 2009.

[modifică] Legături externe

v • d • m
Tabelul periodic al elementelor
89 Ac, 13 Al, 95 Am, 47 Ag, 18 Ar, 33 As, 85 At, 79 Au, 7 N, 56 Ba, 4 Be, 97 Bk, 83 Bi, 107 Bh, 5 B, 35 Br, 48 Cd, 20 Ca, 98 Cf, 6 C, 58 Ce, 55 Cs, 17 Cl, 27 Co, 24 Cr, 29 Cu, 96 Cm, 110 Ds, 66 Dy, 105 Db, 99 Es, 68 Er, 63 Eu, 100 Fm, 26 Fe, 9 F, 15 P, 87 Fr, 64 Gd, 31 Ga, 32 Ge, 72 Hf, 108 Hs, 2 He, 1 H, 67 Ho, 49 In, 53 I, 77 Ir, 36 Kr, 57 La, 103 Lr, 3 Li, 71 Lu, 12 Mg, 25 Mn, 109 Mt, 101 Md, 80 Hg, 42 Mo, 11 Na, 60 Nd, 10 Ne, 93 Np, 28 Ni, 41 Nb, 102 No, 76 Os, 8 O, 46 Pd, 78 Pt, 82 Pb, 94 Pu, 84 Po, 19 K, 59 Pr, 61 Pm, 91 Pa, 88 Ra, 86 Rn, 75 Re, 45 Rh, 111 Rg, 37 Rb, 44 Ru, 104 Rf, 62 Sm, 21 Sc, 106 Sg, 34 Se, 14 Si, 50 Sn, 51 Sb, 38 Sr, 16 S, 81 Tl, 73 Ta, 43 Tc, 52 Te, 65 Tb, 22 Ti, 90 Th, 69 Tm, 112 Uub, 116 Uuh, 118 Uuo, 115 Uup, 114 Uuq, 117 Uus, 113 Uut, 92 U, 23 V, 74 W, 54 Xe, 39 Y, 70 Yb, 30 Zn, 40 Zr

Adus de la http://ro.wikipedia.org/wiki/Hidrogen
În alte limbi