Hidrogen

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Hidrogen
— ← HidrogenHeliu
  Hexagonal.svg

1
H
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
H
Li
Tabelul completTabelul extins
Informații 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
Proprietăți atomice
Masă atomică 1,00794 u
Rază atomică 25 (53) pm
Rază de covalență 37 pm
Rază van der Waals 120 pm
Configurație electronică 1s1
Electroni pe nivelul de energie 1
Număr de oxidare -1, +1
Oxid amfoter
Structură cristalină hexagonală
Proprietăți 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
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 2,2
Căldură specifică 14.304 J/(kg·K)
Conductivitate electrică S/m
Conductivitate termică 0,1815 W/(m·K)
Primul potențial de ionizare 1312 kJ/mol
Al 2-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_2}}} kJ/mol
Al 3-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_3}}} kJ/mol
Al 4-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_4}}} kJ/mol
Al 5-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_5}}} kJ/mol
Al 6-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
Al 7-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potențial de ionizare {{{potențial_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
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Liniile Spectrale de Hidrogen

Hidrogenul este elementul chimic în tabelul periodic al elementelor cu simbolul H și numărul atomic 1. Este un gaz ușor inflamabil, incolor, insipid, inodor, iar în natură se întâlnește mai ales sub formă de moleculă diatomică, H2. Având masa atomică egală cu 1,00794 u.a.m. , hidrogenul este cel mai ușor element chimic. Etimologic, cuvântul hidrogen este o combinație a două cuvinte grecești, având semnificația 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 găsește ca element majoritar în alcătuirea stelelor. Hidrogenul elementar este foarte puțin răspândit pe Pământ.

Pentru necesități industriale există diferite procedee de fabricație, puse la punct din punct de vedere tehnologic sau aflate în fază de laborator. Hidrogenul poate fi obținut 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 și un electron în învelișul electronic. În compușii ionici poate avea sarcină negativă (anion cunoscut sub numele de hidrură, H-) sau sarcină pozitivă H+ (cation). Hidrogenul formează compuși chimici cu majoritatea elementelor din sistemul periodic și este prezent în apă și în mulți dintre compușii organici. Are un rol important în reacțiile acido-bazice, acestea bazându-se pe schimbul de protoni între molecule. Fiind singurul atom pentru care soluția analitică a ecuației lui Schrödinger este pe deplin cunoscută, prezintă un rol major în fundamentarea teoriei mecanicii cuantice.

Hidrogenul este un gaz puternic reactiv și își găsește aplicații datorită capacității sale chimice de reducător.[3] Hidrogenul se folosește în industria petrochimică la producerea benzinelor, în industria chimico-alimentară pentru hidrogenarea grăsimilor (de exemplu producerea margarinei), în prelucrările mecanice ale metalelor și 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 și lipsa unor rețele de stații de alimentare cu hidrogen. Una dintre cele mai promițătoare soluții tehnice o reprezintă conversia directă a energiei chimice din hidrogen în electricitate, prin intermediul pilelor de combustie.[6]

Descoperire[modificare | modificare sursă]

Hidrogenul a fost descoperit de către chimistul și fizicianul englez Henry Cavendish în 1766, în urma unui experiment în care a studiat reacțiile dintre mercur și acid. Când a amestecat cele două substanțe, a observat apariția unor mici bule de gaz în amestec. Acest aspect l-a determinat să efectueze o cercetare suplimentară, numind substanța 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 reacții chimice. Cercetătorul a încălzit apa într-un recipient închis, vaporii formați 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 combinație 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 naște, a crea).[11]

Rolul în teoria cuantică[modificare | modificare sursă]

Primele patru linii spectrale ale seriei Balmer (domeniul vizibil)

Datorită structurii atomice relativ simple, constituit dintr-un proton și 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 și a cationului H+ au condus la înțelegerea 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 distribuția spațială ale nivelelor de energie de rotație, care la H2 sunt foarte îndepărtate, datorită masei sale mici. Aceste nivele îndepărtate împiedică la temperaturi mici partiția egală (între cei doi atomi ai moleculei) a energiei termice în energie de rotație. Compușii diatomici gazoși formați din atomi mai grei nu au diferențe mari între nivelele energetice de rotație și nu prezintă același efect.[13]

Proprietăți fizice[modificare | modificare sursă]

Hidrogenul este elementul cu cea mai mică densitate. În formă moleculară (H2) este de aproximativ 14,4 ori mai ușor 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] și 7,042 kPa,[15] iar cel critic la 33,2 K și 1,29 MPa.[16] Solubilitatea în apă este de 1,6 mg/l.[17] Unele proprietăți termodinamice (legate de fenomenele de transport) sunt datorate masei moleculare mici și 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 și cea mai mare efuziune dintre toate gazele. O vâscozitate 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 și cuarțul. Un important fenomen este acela de difuzie în fier, platină și în alte metale tranziționale. Aceste proprietăți conduc la utilizări tehnice numeroase, dar de asemenea, și la dificultăți legate de transportul, depozitarea și de prelucrare a amestecurilor de hidrogen.[19]

Combustie[modificare | modificare sursă]

Hidrogenul gazos (în stare de moleculă diatomică[20]) este extrem de inflamabil și la presiune atmosferică se aprinde în aer la concentrații volumetrice cuprinse între 4% și 75%,[21] iar în contact cu oxigenul pur între 4,65% și 93,9%.[16] Limitele între care apare detonația sunt între 18,2% și 58,9% în aer, respectiv între 15% și 90% în oxigen.[16] Variația 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 și hidrogen în diferite proporții este exploziv. Hidrogenul se autoaprinde și explodează în contact cu aerul în intervalul de concentrații cuprins între 4% și 75%, temperatura de autoaprindere fiind de 560 °C.[24] Flacăra unui amestec pur hidrogen-oxigen emite radiații ultraviolete invizibile cu ochiul liber.

H2 reacționează cu toate elementele oxidante. Acesta poate reacționa spontan și violent la temperatura camerei cu clorul și fluorul, formând HCl și HF.[25]

Râspândirea în Univers și pe Pământ[modificare | modificare sursă]

NGC 604, o regiune foarte bogată în hidrogen

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

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

În condiții normale, hidrogenul există pe Pământ sub formă de moleculă diatomică, H2, însă nu este foarte răspândit în atmosfera terestră (în concentrație medie de 1 ppm de volum) din cauza masei mici, astfel forța gravitațională a planetei are un efect foarte slab asupra sa. Totuși, hidrogenul (prin compușii săi) este cel mai răspândit element de la suprafața Terrei.[28] Cei mai întâlniți compuși chimici ai săi sunt hidrocarburile și apa.[29] Hidrogenul gazos este produs de anumite specii de bacterii și alge, acesta fiind componentul principal al flatulenței. Metanul este o importantă sursă de hidrogen.[30]

Atomul de hidrogen[modificare | modificare sursă]

Nivelele energetice ale atomului de hidrogen[modificare | modificare sursă]

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.

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). Forța electromagnetică atrage electronul și protonul unul spre celălalt, în timp ce corpurile cerești se atrag datorită gravitației. Potrivit condiței 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 relație 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 funcției de undă a electronului în jurul protonului pe baza ecuației lui Schrödinger sau a formulării lui Feynman cu integrală de drum.[33]

Izotopii[modificare | modificare sursă]

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

Hidrogenul are trei izotopi naturali, 1H, 2H și 3H. Alții, ce au nucleele foarte instabile (4H to 7H), au fost sintetizați în laborator dar nu au fost observați în natură.[34][35]

  • 1H este cel mai răspândit izotop al hidrogenului, având o pondere de peste 99,98% în compoziția 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 și sub numele de deuteriu. Conține în nucleu un proton și un neutron, acest izotop provenind de la Big Bang, continuând să existe până acum datorită stabilității sale. Nu este radioactiv și nu reprezintă o sursă periculoasă de poluare. Apa ce este bogată în dioxid de deuteriu se mai numește și apă grea. Deuteriul și compușii săi sunt utilizați ca etalon în experimente neradioactive și ca solvent în procedeele de spectroscopie RMN.[37] Apa grea este utilizată ca moderator de neutron și ca lichid de răcire pentru reactorii nucleari. Deuteriul este de asemenea folosit drept combustibil pentru fuziune nucleară de larg consum.[38]
  • 3H se mai numește și tritiu (mai rar: trițiu); conține în nucleu un proton și doi neutroni. Este radioactiv, rezultând din izotopul Heliu-3 prin dezintegrarea beta și are un timp de înjumătățire de 12,32 ani.[29] Cantități mici din acest izotop sunt răspândite și în natură, acesta rezultând din interacțiunea razelor cosmice cu gazele atmosferice; tritiul este eliberat și în timpul testelor nucleare.[39] Este folosit și în reacții de fuziune nucleară,[40] și pentru evidențierea și studiul de geochimia izotopilor[41] și în dispozitive autogeneratoare de lumină.[42] Tritiul se mai utilizează și în marcarea radioizotopică, în special în domeniul biologiei, medicinei sau geologiei.[43] Dioxidul de tritiu se mai numește și apă supergrea.[44]
Izotopii atomului de hidrogen

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

Stări moleculare ale hidrogenului[modificare | modificare sursă]

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 și formează un triplet; în forma de parahidrogen, spinii sunt antiparaleli și formează un singlet. La temperatură și presiune standard, hidrogenul gazos conține 25% parahidrogen și 75% ortohidrogen („starea normală” a hidrogenului).[48] Proporțiile în care se găsesc orto și parahidrogenul depind de temperatură, dar forma orto este excitată și are o energie mai mare, deci este instabilă și nu poate fi purificată. La temperaturi foarte joase, starea de echilibru e formată aproape în întregime din parahidrogen. Proprietățile fizice ale parahidrogenului pur diferă puțin de cele ale hidrogenului în stare normală.[49] Diferențele dintre formele orto și para se manifestă și în compușii care conțin hidrogen, cum ar fi apa sau metilenul.[50]

Transformarea între orto și parahidrogen ce are loc fără catalizator se desfășoară mai rapid la temperaturi mari, astfel H2 condensat rapid conține o cantitate mare de ortohidrogen care se convertește în parahidrogen foarte încet.[51] Proporția de orto/para în hidrogenul molecular (H2) condensat este un factor important în prepararea și 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 utilizați la această transformare, cum ar fi oxidul feric, carbonul activat, azbestul platinizat, compuși ai uraniului, metale rare, oxidul de crom, câțiva compuși ai nichelului, sunt utilizați 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 și în straturile superioare ale planetei Jupiter. Această moleculă este relativ stabilă în afara Terrei datorită temperaturii scăzute și a densității ridicate. H3+ este unul din cei mai răspândiți ioni din Univers, jucând un rol important în chimia mediului interstelar.[54][55]

Hidrogenul metalic[modificare | modificare sursă]

În general, hidrogenul este considerat drept un nemetal, însă la temperaturi joase și la presiuni mari unele din proprietățile sale se aseamănă cu cele ale metalelor.[56] Hidrogenul metalic a fost obținut pentru prima oară în 1973 la o presiune de 2,8 Mbar și la 20 K.[57] Aliajul SiH4 cu structură metalică a fost obținut în 2008, descoperindu-se că este un foarte bun conductor electric, în conformitate cu predicțiile anterioare ale lui lui N. W. Ashcroft. În acest compus, chiar și la presiuni moderate, hidrogenul are o structură cu o densitate ce corespunde cu cea a hidrogenului metalic.[58]

Compușii hidrogenului[modificare | modificare sursă]

Compușii covalenți și cei organici[modificare | modificare sursă]

Chiar dacă H2 nu este foarte reactiv în condiții obișnuite, el formează compuși cu majoritatea elementelor. Se cunosc milioane de hidrocarburi, dar acestea nu se obțin prin reacția directă dintre elemente (carbon și hidrogen), deși producerea gazului de sinteză în procedeul Fischer-Tropsch poate fi considerată aproape o excepție deoarece procesul folosește carbonul din cărbunele, iar hidrogenul poate fi generat în proces din apă.[59] Hidrogenul poate forma compuși cu elmentele mai electronegative decât el, cum ar fi halogenii; în acest tip de compuși, hidrogenul prezintă o sarcină pozitivă parțială.[60] 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.[61][62] Hidrogenul poate forma compuși și cu elementele mai puțin electronegative, cum ar fi metalele sau semimetalele, având o sarcină parțial negativă. Acești compuși sunt cunoscuți sub numele de hidruri.[63] Hidrogenul formează o varietate de compuși cu carbonul. Datorita asocierii în general a acestora cu organismele vii, aceștia sunt numiți compuși organici;[64] cu studierea lor se ocupă chimia organică,[65] iar cu studiul rolului lor în organismele vii - biochimia.[66] În unele definiții „organic” se referă doar la un compus ce conține carbon. Însă majoritatea substanțelor organice prezintă și hidrogen, iar legătura carbon-hidrogen determină multe din particularitățile lor. De aceea, legăturile carbon-hidrogen sunt prezente în unele definiții ale cuvântului „organic”.[67] În chimia anorganică hidrurile pot reprezenta catene de legături între doi ioni metalici ai unei combinații complexe. Această funcție se întâlnește la elementele din grupa 13, cu precădere la boruri și compușii complecși ai aluminiului.[29]

Hidruri[modificare | modificare sursă]

Compușii hidrogenului sunt adesea numiți „hidruri”, acest termen fiind uneori impropriu utilizat. „Hidrură” definește o substanță în care atomul de H are caracter anionic sau sarcină negativă, deci H, fiind utilizat pentru compușii hidrogenului cu un element mai electropozitiv. Existența anionului hidrură, sugerată de Gilbert N. Lewis în 1916 pentru elementele din prima grupă și a doua principală, a fost pusă în evidență în 1920 de către Moers prin electroliza topiturii de hidrură de litiu (LiH), când a fost produsă o cantitate stoechiometrică de hidrogen la anod.[68] Pentru hidrurile altor elemente, termenul este ambiguu, luând în considerare electronegativitatea hidrogenului. Excepție face BeH2, care este un polimer. În hidrura de litiu și aluminiu, anionul AlH4 are centre de hidrură atașate puternic de aluminiu. Chiar dacă hidrogenul poate forma hidruri cu toate elementele din grupele principale, numărul și combinațiile posibile diferă de la o grupă la alta.[69] Hidrura de indiu nu a fost încă identificată, însă există o multitudine de compuși complecși ai săi.[70]

Protoni și acizi[modificare | modificare sursă]

Oxidarea hidrogenului, adică îndepărtarea electronului său, decurge teoretic cu formarea H+, ion ce nu conține niciun electron în învelișul electronic și un proton în nucleu. De accea, H+ este adesea numit „proton” și are un rol important în teoria protonică a acizilor. Conform teoriei Bronsted-Lowry, acizii sunt acele substanțe care cedează protoni, iar bazele sunt acceptori de protoni.[71] Protonul H+ nu poate exista liber, ci doar în soluții sau în cristale ionice, datorită afinității 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.[72] Pentru a se evita implicarea existența unică a „protonului solvatat” în soluții, se consideră că soluțiile apoase cu caracter acid conțin ionul hidroniu (H3O+).[73] Totuși, unii cationi solvatați ai hidrogenului sunt mai degrabă organizați în molecule de tipul celei de H9O4+.[73] Alți ioni oxoniu se formează când apa formează soluții cu alți solvenți.[74] Deși nu se întâlnește 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.[75]

Obținere[modificare | modificare sursă]

H2 este produs în laboratoarele de chimie și cele de biologie, fiind adesea un produs secundar al unei reacții; în industrie pentru hidrogenarea substanțelor nesaturate; în natură ca metodă de a reduce echivalenții în reacțiile biochimice.

Laborator[modificare | modificare sursă]

În laborator, H2 este de obicei obținut prin reacția metalelor cu acizii în aparatul Kipp.[76]

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

Aluminiul poate produce H2 prin tratarea cu baze:[77]

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 confecționat din platină. Dacă se realizează și arderea, oxigenul este preferat pentru combustie, astfel ambii electrozi sunt confecționați din metale inerte. Eficiența maximă (electricitatea utilizată raportată la cantitatea de hidrogen produsă) este de 80% – 94%.[78]

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

În 2007 s-a descoperit că un aliaj format din aluminiu și galiu în forma granulară în reacție cu apa poate fi folosit pentru a produce hidrogen. Din acest proces mai rezultă de asemenea și alumină, însă galiul scump, ce previne apariția stratului de oxid, poate fi refolosit. Acest lucru are o mare importanță în economia hidrogenului, deoarece acesta poate fi produs la locul de lucru și nu trebuie transportat.[79]

Industrial[modificare | modificare sursă]

Cea mai importantă (din punct de vedere economic) metodă de obținere a hidrogenului este extragerea acestuia din hidrocarburi. Cea mai mare parte a hidrogenului obținut în mod industrial provine din reformarea vaporilor gazelor naturale.[80] La tempreaturi ridicate (700 – 1100 °C; 1300 – 2000 °F), apa în stare de vapori reacționează cu metanul, rezultând monoxid de carbon și H2[81]:

CH_4 + H_2 O \to CO + 3 H_2

Această reacție se realizează ușor la presiune joasă, dar de obicei se realizează la presiuni mari (20 bar), deoarece la aceste presiuni se desfășoară aplicațiile uzuale ale hidrogenul astfel obținut.[82] Amestecul rezultat se numește gaz de sinteză deoarece este utilizat pentru obținerea directă a metanolului și a compușilor săi.[83] Și alte hidrocarburi în afară de metan pot produce gaz de sinteză în diferite proporții.[84] O problemă ce apare în această tehnologie este formarea cocsului[85] sau a carbonului:

CH_4 \to C + 2 H_2

Această reacție decurge de obicei cu formarea unui exces de H2O. Hidrogenul adițional poate fi recuperat din vapori utilizându-se monoxidul de carbon în reacție cu gazul de apă pe un catalizator de oxid de fier. Procesul este și o metodă de obținere a dioxidului de carbon:[80]

CO + H_2 O \to CO_2 + H_2

Alte metode importante de obținere a H2 sunt oxidarea parțială a hidrocarburilor:[86]

2 CH_4 + O_2 \to 2 CO + 4 H_2

și reacția cărbunelui cu apa:[80]

C + H_2 O \to CO + H_2

Uneori, hidrogenul este fabricat și consumat în timpul aceluiași proces, fără a mai fi separat. În procedeul Haber pentru obținerea amoniacului, hidrogenul provine din la gazul natural.[87] Din electroliza saramurii pentru a produce clor se obține și hidrogen ca produs secundar.[88]

Termochimie[modificare | modificare sursă]

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 și ciclul sulfurii hibride, fiind în stadiul de testări pentru a produce hidrogen și oxigen din apă folosind căldura, fără a se utiliza electricitatea.[89] Numeroase laboratoare (inclusiv în Franța, Germania, Grecia, Japonia și Statele Unite ale Americii) dezvoltă metode termochimice de producere a hidrogenului din energie solară și apă.[90]

Reacții biochimice[modificare | modificare sursă]

Un bioreactor de alge pentru producerea hidrogenului.

H2 se obține în urma unor metabolisme anaerobe și este produs de anumite microorganisme, de obicei prin cataliza enzimelor ce conțin fier sau nichel.[91] Cu ajutorul acestor enzime, numite hidrogenaze, se obține hidrogen în urma procesului de fotosinteză.[92] Gena introdusă ajută frunza să descompună molecula de apă în elementele componente.[93] Algele folosite sunt plante unicelulare care produc, în mod natural, cantități mici de hidrogen în timp ce își extrag energia necesară din lumina Soarelui.[94] David Tiede, unul dintre inventatorii acestei metode, afirmă că algele produc hidrogen ca să se apere de radicalii liberi rezultați în urma fotosintezei, care altfel le-ar oxida părți vitale ale celulei.[92] Dar, dacă hidrogenaza este stimulată chimic și dacă algele sunt plasate în recipiente de sticlă și expuse luminii solare, ele produc mai mult hidrogen, iar acesta poate fi recoltat, iar apoi îmbuteliat cu ajutorul unei pompe.[92][93] 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 și nu revin la specia anterioară. Procesul are o mulțime de beneficii în comparație cu obținerea altor plante din care se extrag biocombustibili. Algele pot fi crescute în recipiente transparente plasate în deșert sau pe acoperișul caselor. Ele nu au nevoie de teren și nu intră în competiție cu producția de alimente”.[92] La unele specii de alge, cum ar fi Chlamydomonas reinhardtii sau cyanobacteria, la întuneric, protonii și electronii sunt reduși pentru a forma H2 gazos cu ajutorul hidrogenazei în cloroplast.[95]

Utilizări[modificare | modificare sursă]

Anual se înregistrează un consum mondial de hidrogen de peste 500 miliarde metri cubi normali în diverse scopuri și în diferite domenii.[96] În afara utilizării ca reactant, hidrogenul are multe aplicații în inginerie și fizică. Se utilizează la sudură,[97][98] iar datorită bunei conductivități termice este folosit ca agent de răcire în generatoare electrice din centralele electrice.[99] H2 lichid are un rol important în cercetările din criogenie, inclusiv în studiile legate de superconductivitate.[100] Molecula de hidrogen, având o densitate de 15 ori mai mică decât cea a aerului, a fost întrebuințată drept gaz portant pentru baloane și dirijabile.[101] De asemenea, este materie primă în diverse tehnologii: de reducere a minereurilor, de fabricare a amoniacului și în procedeele de hidrogenare. Hidrogenul are aplicații și în industria automobilelor, chimică, aerospațială și de telecomunicații.[102]

Izotopii hidrogenului au aplicații specifice. Deuteriul din compoziția apei grele este utilizat în reacțiile de fisiune nucleară ca moderator pentru încetinirea neutronilor.[8] Compușii acestuia se folosesc în cadrul studiilor ce urmăresc efectele reacțiilor izotopice.[103] Tritiul, produs în reactoarele nucleare, se folosește în producerea bombelor cu hidrogen,[104] în marcare izotopică[43] și ca sursa de iradiere pentru vopselele fosforescente.[105]

Aspecte de securitate și sănătate[modificare | modificare sursă]

Inhalarea aerului bogat în hidrogen poate produce asfixierea.

Hidrogenul poate forma amestecuri explozive cu aerul și reacționează violent cu oxidanții.[106] În cazul inhalării în cantități foarte mari, poate produce asfixierea,[107] pierderea mobilității motrice și a cunoștinței.[108] Scurgerea hidrogenului gazos în atmosferă poate cauza autoaprinderea sa. Flacăra de hidrogen este invizibilă, acest lucru putând produce arsuri accidentale.[109]

Multe proprietăți fizice și chimice ale hidrogenului depind de proporția de orto/parahidrogen. Uneori durează săptămâni pentru a atinge starea de echilibru a acestor alotropi. Valorile critice de temperatură și presiune la care are loc deflagrația hidrogenului depind de forma recipientului.[106]

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ en Palmer, David (13 septembrie 1997). „Hydrogen in the Universe”. NASA. http://imagine.gsfc.nasa.gov/docs/ask_astro/answers/971113i.html. Accesat la 5 iunie 2009. 
  2. ^ en Staff (2007). „Hydrogen Basics — Production”. Florida Solar Energy Center. http://www.fsec.ucf.edu/en/consumer/hydrogen/basics/production.htm. Accesat la 5 iunie 2009. 
  3. ^ de Informații și cărți despre hidrogen. Hydrogeit. Accesat la 6 iunie 2009.
  4. ^ de Hidrogen – Noul purtător de energie Despre rolul hidrogenului în sistemele energetice existente și viitoare în Asociația Germană a Hidrogenului și 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?. Asociația generală a inginerilor din România. Accesat la 6 iunie 2009.
  7. ^ „Hydrogen”. Van Nostrand's Encyclopedia of Chemistry. Wylie-Interscience. 2005. pp. 797–799. ISBN 0-471-61525-0. 
  8. ^ a b Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. pp. 183–191. 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. Oxford University Press. pp. 16–21. ISBN 0-19-508083-1 
  12. ^ en Crepeau, Bob (1 ianuarie 2006). „Niels Bohr: The Atomic Model”. Great Scientific Minds (Great Neck Publishing). ISBN 1-4298-0723-7. http://search.ebscohost.com/login.aspx?direct=true&db=sch&AN=19632266&site=ehost-live. 
  13. ^ Berman, R. (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 Information Specific to Liquid Hydrogen, harvard.edu, accesat 12 iunie 2009
  17. ^ Fișă 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. (1 iunie 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 (10 septembrie 2005). „Safety data for hydrogen”. Chemical and Other Safety Information. The Physical and Theoretical Chemistry Laboratory, Oxford University. http://physchem.ox.ac.uk/MSDS/HY/hydrogen.html. Accesat la 5 februarie 2008. 
  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. http://education.jlab.org/itselemental/ele001.html. Accesat la 15 septembrie 2005. 
  27. ^ en Storrie-Lombardi, Lisa J. (2000). „Surveys for z > 3 Damped Lyman-alpha Absorption Systems: the Evolution of Neutral Gas”. Astrophysical Journal 543: 552–576. doi:10.1086/317138+. 
  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. http://www.sc.doe.gov/bes/hydrogen.pdf. Accesat la 17 mai 2009. 
  29. ^ a b c Miessler, Gary L.; Tarr, Donald A. (2003). Inorganic Chemistry (ed. 3rd edition). Prentice Hall. ISBN 0130354716 
  30. ^ Berger, Wolfgang H. (15 noiembrie 2007). „The Future of Methane”. University of California, San Diego. http://earthguide.ucsd.edu/virtualmuseum/climatechange2/11_3.shtml. Accesat la 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. http://jupiter.phy.umist.ac.uk/~tjm/ISPhys/l7/ispl7.html. Accesat la 21 iunie 2004. 
  32. ^ en Stern, David P. (16 mai 2005). „The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom”. NASA Goddard Space Flight Center. http://www-spof.gsfc.nasa.gov/stargaze/Q5.htm. Accesat la 25 martie 2009. 
  33. ^ en Stern, David P. (13 februarie 2005). „Wave Mechanics”. NASA Goddard Space Flight Center. http://www-spof.gsfc.nasa.gov/stargaze/Q7.htm. Accesat la 25 martie 2009. 
  34. ^ Gurov, Yu. B. (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): 082501. doi:10.1103/PhysRevLett.90.082501. 
  36. ^ en Urey, Harold C. (1933). „Names for the Hydrogen Isotopes”. Science 78 (2035): 602–603. doi:10.1126/science.78.2035.602. PMID 17797765. http://www.sciencemag.org/cgi/content/citation/78/2035/602. Accesat la 5 mai 2009. 
  37. ^ en Oda, Y (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+. PMID 1330130. http://www.ncbi.nlm.nih.gov/sites/entrez?db=pubmed&uid=1330130&cmd=showdetailview&indexed=google. Accesat la 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. http://query.nytimes.com/gst/fullpage.html?res=9D0CE4D81030F932A25752C1A967958260&sec=&spon=&pagewanted=all. Accesat la 12 februarie 2008. 
  39. ^ en Staff (15 noiembrie 2007). „Tritium”. U.S. Environmental Protection Agency. http://www.epa.gov/rpdweb00/radionuclides/tritium.html. Accesat la 12 februarie 2008. 
  40. ^ en Nave, C. R. (2006). „Deuterium-Tritium Fusion”. HyperPhysics. Georgia State University. http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/Hbase/nucene/fusion.html. Accesat la 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. 
  42. ^ en The Tritium Laboratory”. University of Miami. 2008. http://www.rsmas.miami.edu/groups/tritium/. Accesat la 12 mai 2009. 
  43. ^ a b en Holte, Aurali E.; Houck, Marilyn A.; Collie, Nathan L. (3 noiembrie 2004). „Potential Role of Parasitism in the Evolution of Mutualism in Astigmatid Mites”. Experimental and Applied Acarology (Lubbock: Texas Tech University) 25 (2): 97–107. doi:10.1023/A:1010655610575. http://www.springerlink.com/content/p361t660u1774534/. Accesat la 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. http://elements.vanderkrogt.net/elem/h.html. Accesat la 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.. http://www.uigi.com/hydrogen.html. Accesat la 30 martie 2009. 
  48. ^ en Tikhonov, Vladimir I. (2002). „Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers”. Science 296 (5577): 2363. doi:10.1126/science.1069513. PMID 12089435. 
  49. ^ en Hritz, James (martie 2006). „CH. 6 - Hydrogen” (PDF). NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA. http://smad-ext.grc.nasa.gov/gso/manual/chapter_06.pdf. Accesat la 30 martie 2009. 
  50. ^ en Shinitzky, Meir; Elitzur, Avshalom C. (10 ianuarie). „Ortho-para spin isomers of the protons in the methylene group”. Chirality (Rehovot, Israel: Weizmann Institute of Science) 18 (9): 754–756. doi:10.1002/chir.20319. PMID 16856167. http://www3.interscience.wiley.com/cgi-bin/abstract/112718398/ABSTRACT?CRETRY=1&SRETRY=0. 
  51. ^ Milenko, Yu. Ya. (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). http://www.mae.ufl.edu/NasaHydrogenResearch/h2webcourse/L11-liquefaction2.pdf. 
  53. ^ Svadlenak, R. Eldo (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. http://h3plus.uiuc.edu/. Accesat la 16 mai 2009. 
  55. ^ Secretele unei molecule care a contribuit la formarea Universului, 20 aprilie 2012, Descoperă, accesat la 24 mai 2012
  56. ^ en Hydrogen metal on the horizon. physicsworld.com. Accesat la 15 mai 2009.
  57. ^ es Hidrógeno. uam.es. Accesat la 15 mai 2009.
  58. ^ 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
  59. ^ 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
  60. ^ en Clark, Jim (2002). „The Acidity of the Hydrogen Halides”. Chemguide. http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group7/acidityhx.html#top. Accesat la 22 mai 2009. 
  61. ^ en Kimball, John W. (7 august 2003). „Hydrogen”. Kimball's Biology Pages. http://users.rcn.com/jkimball.ma.ultranet/BiologyPages/H/HydrogenBonds.html. Accesat la 23 mai 2009. 
  62. ^ en IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version, Hydrogen Bond. IUPAC. Accesat la 23 mai 2009.
  63. ^ en Sandrock, Gary (2 mai 2002). „Metal-Hydrogen Systems”. Sandia National Laboratories. http://hydpark.ca.sandia.gov/DBFrame.html. Accesat la 23 mai 2009. 
  64. ^ en Structure and Nomenclature of Hydrocarbons”. Purdue University. http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/1organic/organic.html. Accesat la 9 iunie 2009. 
  65. ^ en Organic Chemistry”. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. http://dictionary.reference.com/browse/organic%20chemistry. Accesat la 9 iunie 2009. 
  66. ^ en Organic Chemistry”. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. http://dictionary.reference.com/browse/organic%20chemistry. Accesat la 21 iunie 2004. 
  67. ^ en Organic Chemistry”. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. http://dictionary.reference.com/browse/organic%20chemistry. Accesat la 21 mai 2009. 
  68. ^ 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. 
  69. ^ Downs, Anthony J. (1994). „The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation”. Chemical Society Reviews 23 (3): 175–184. doi:10.1039/CS9942300175. 
  70. ^ Hibbs, David E. (1999). „A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH3{P(C6H11)3}]”. Chemical Communications: 185–186. doi:10.1039/a809279f. 
  71. ^ Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169
  72. ^ Luminița Vlădescu, Echilibre chimice în chimia analitică. Editura: Didactică și Pedagogică - 2004
  73. ^ a b Okumura, Anthony M. (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. 
  74. ^ Perdoncin, Giulio (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. 
  75. ^ Carrington, Alan (1989). „The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H3+)”. Accounts of Chemical Research 22 (6): 218–222. doi:10.1021/ar00162a004. 
  76. ^ en DIY PVC benchtop gas generator after Kipp. seanmichaelragan.com. Accesat la 12 mai 2009.
  77. ^ en Acid-Base Behaviour of the Period 3 Oxides. chemguide.co.uk. accesat la 12 mai 2009.
  78. ^ en Kruse, B.; Grinna, S.; Buch, C. (2002). „Hydrogen Status og Muligheter” (PDF). Bellona. http://bellona.org/filearchive/fil_Hydrogen_6-2002.pdf. Accesat la 12 mai 2009. 
  79. ^ en Venere, Emil (15 mai 2007). „New process generates hydrogen from aluminum alloy to run engines, fuel cells”. Purdue University. http://news.uns.purdue.edu/x/2007a/070515WoodallHydrogen.html. Accesat la 12 mai 2009. 
  80. ^ a b c Oxtoby, D. W. (2002). Principles of Modern Chemistry (ed. 5th edition). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0030353734 
  81. ^ en [Omata, K. (mai 1997). „Methane-water redox reaction on A2SnO4 (A=Mg, Ca, Sr, Ba) oxide to produce C2 hydrocarbons”. Catalysis Letters 45 (3/4): 245–248. doi:10.1023/A:1019040301306. http://www.springerlink.com/content/k236666l85184k63/. Accesat la 20 mai 2009. 
  82. ^ 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.
  83. ^ en Synthesis Gas . Robert Gordon University. Accesat la 20 mai 2009.
  84. ^ Árpád Molnár, Hydrocarbon chemistry. Wiley-IEEE, 2003. ISBN 0-471-41782-3
  85. ^ 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.
  86. ^ en Hydrogen Properties, Uses, Applications”. Universal Industrial Gases, Inc.. 2007. http://www.uigi.com/hydrogen.html. Accesat la 20 mai 2009. 
  87. ^ en Funderburg, Eddie (2008). „Why Are Nitrogen Prices So High?”. The Samuel Roberts Noble Foundation. http://www.noble.org/Ag/Soils/NitrogenPrices/Index.htm. Accesat la 20 mai 2009. 
  88. ^ en Lees, Andrew (2007). „Chemicals from salt”. BBC. http://www.bbc.co.uk/schools/gcsebitesize/chemistry/usefulproductsrocks/chemicals_saltrev3.shtml. Accesat la 20 mai 2009. 
  89. ^ en Development of solar-powered thermochemical production of hydrogen from water” (PDF). http://www.hydrogen.energy.gov/pdfs/review05/pd28_weimer.pdf. Accesat la 21 mai 2009. 
  90. ^ en Robert Perret. „Development of Solar-Powered Thermochemical Production of Hydrogen from Water, DOE Hydrogen Program, 2007” (PDF). http://www.hydrogen.energy.gov/pdfs/progress07/ii_f_1_perret.pdf. Accesat la 21 mai 2009. 
  91. ^ 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 (9): 6125–6132. doi:10.1074/jbc.M008470200. PMID 11096090. 
  92. ^ a b c d Alge care produc hidrogen combustibil. ecomagazin.ro. Accesat la 6 iunie 2009.
  93. ^ a b Ulei pentru motoare diesel obținut din alge. Adevărul. Accesat la 6 mai 2009.
  94. ^ en Mutant Algae Is Hydrogen Factory. wired.com. Accesat la 3 iunie 2009.
  95. ^ 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.
  96. ^ Economia hidrogenului – de la utopie la realism. Buletinul AGIR nr. 3/2007 din iulie-septembrie. Accesat la 4 iunie 2009.
  97. ^ 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 (Ankara, Turkey: Gazi University) 25 (1): 19–23. doi:10.1016/j.matdes.2003.07.004. http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6TX5-49W1W1V-7&_user=10&_rdoc=1&_fmt=&_orig=search&_sort=d&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=2074bcd5650e0ca62aa09b8713708226. Accesat la 6 aprilie 2008. 
  98. ^ Atomic Hydrogen Welding”. Specialty Welds. 2007. http://www.specialwelds.com/underwater-welding/atomic-hydrogen-welding.htm. Accesat la 21 mai 2009. 
  99. ^ HIDROGENUL ESTE O SPERANȚĂ?. Revista științifică și tehnică. Accesat la 23 mai 2009.
  100. ^ en Hardy, Walter N. (19 martie 2003). „From H2 to cryogenic H masers to HiTc superconductors: An unlikely but rewarding path”. Physica C: Superconductivity (Vancouver, Canada: University of British Columbia) 388–389: 1–6. doi:10.1016/S0921-4534(02)02591-1. http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6TVJ-485PG6D-D&_user=10&_rdoc=1&_fmt=&_orig=search&_sort=d&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=f4ec8a7def03583c043dd9e60aa0c07e. Accesat la 6 iunie 2009. 
  101. ^ en Barnes, Matthew (2004). „LZ-129, Hindenburg”. The Great Zeppelins. http://www.ciderpresspottery.com/ZLA/greatzeps/german/Hindenburg.html. Accesat la 4 iunie 2009. 
  102. ^ en Block, Matthias. „Hydrogen as Tracer Gas for Leak Detection”. 16th WCNDT 2004. Montreal, Canada: Sensistor Technologies. http://www.ndt.net/abstract/wcndt2004/523.htm. Accesat la 4 iunie 2009. 
  103. ^ en Reinsch, J (1 octombrie 1980). „The deuterium isotope effect upon the reaction of fatty acyl-CoA dehydrogenase and butyryl-CoA”. J. Biol. Chem. 255 (19): 9093–97. PMID 7410413. http://www.jbc.org/cgi/content/abstract/255/19/9093. Accesat la 22 mai 2009. 
  104. ^ en Bergeron, Kenneth D. (January–February 2004). „The Death of no-dual-use”. Bulletin of the Atomic Scientists (Educational Foundation for Nuclear Science, Inc.) 60 (1): 15. doi:10.2968/060001004+. http://find.galegroup.com/itx/start.do?prodId=SPJ.SP06. Accesat la 13 aprilie 2008. 
  105. ^ en Quigg, Catherine T. (1 martie 1984). „Tritium Warning”. Bulletin of the Atomic Scientists (Chicago) 40 (3): 56–57. ISSN 0096-3402. http://search.ebscohost.com/login.aspx?direct=true&db=sch&AN=11181317&site=ehost-live. Accesat la 2 mai 2009. 
  106. ^ a b en Smith, H. O.; Xu, Q (1997). „Safety Standard for Hydrogen and Hydrogen Systems” (PDF). NASA. http://www.hq.nasa.gov/office/codeq/doctree/canceled/871916.pdf. Accesat la 5 mai 2009. 
  107. ^ en Lenntech: Health effects of hydrogen - Environmental effects of hydrogen. enntech.com Accesat la 5 iunie 2009.
  108. ^ Fișa tehnica de securitate. airliquide.ro. Accesat la 6 iunie 2009.
  109. ^ en Hydrogen Safety”. Humboldt State University. http://www.humboldt.edu/~serc/h2safety.html. Accesat la 6 iunie 2009. 

Legături externe[modificare | modificare sursă]