Vikipedio

Hidrogeno

kemia elemento kun simbolo H kaj atomnumero 1

Hidrogeno (latine hydrogenium, devenanta el la greka: hidro = akvo, genes = formanta) estas kemia elemento de la perioda tabelo kun la simbolo H kaj atomnumero 1. En norma stato de temperaturo kaj premo, ĝi estas senkolora, senodora, nemetala, unuvalenta, brulemega duatoma gaso. Ĝi estas la plej malpeza kaj plej abunda elemento en la universo. Ĝi estas trovebla en akvo kaj en ĉiuj organikaj kemiaĵoj kaj vivantaj organismoj. Hidrogeno povas reakcii kemie kun preskaŭ ĉiuj elementoj.



H
↓
Li

hidrogeno → heliumo

•

1s1

H
1
•
• • • • • • • •
• • • • • • • •
• • • • • • • • • • • • • • • • • •
• • • • • • • • • • • • • • • • • •
• • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •
• • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •
↓Perioda tabelo de elementoj↓
kemia elemento • atmophile element
nemetalo • duatoma nemetalo • s-bloko • reducing agent • brulaĵo
Ĝeneralaj informoj
Nomo (latine), simbolo, numero hidrogeno (hydrogenium), H, 1
CAS-numero 12385-13-6
Loko en perioda tabelo 1-a grupo, 1-a periodo, bloko s
Karakteriza grupo Nemetaloj
abundeco en terkrusto 0,15 %
Nombro de naturaj izotopoj 3
Aspekto senkolora gaso
Atomaj ecoj
Relativa atompezo 1,00784–1,00811[1] amu
Atomradiuso 25 (53) pm
Kovalenta radiuso 31 pm
Radiuso de van der Waals 120 pm
Elektrona konfiguracio 1s1
Elektronoj en ĉiu energia ŝelo 1
Oksidiĝa nombro +1, 0, –1
Fizikaj ecoj
Materia stato gasa (H2)
Kristala strukturo heksagona
Denseco (273,15 K) 8,99 · 10–5 g/cm3
Magneta konduto diamagneta
Degelpunkto −259,125 °C (14,025 K)
Bolpunkto −252,882 °C (20,268 K)
Molvolumeno (2 K) 22,84 · 10−6 m3/mol
Degeliga varmo 0,11736 kJ/mol
Boliga varmo 0,89872 kJ/mol
Premo de satura vaporo (23 K) 209 Pa
Rapido de sono (298,15 K) 1270 m/s
Specifa varmokapacito 14304 J/(kg · K)
Termika konduktivo 0,1805 W/(m · K)
Diversaj
Redoksa potencialo (H+ + e− → H): 0 V
Elektronegativeco 2.2 (Pauling-skalo)
Brulvarmo je m3; 2,98 kWh
Brulvarmo je kg 33,3 kWh
Joniga energio 1312 kJ/mol
Izotopoj
Izotopo Naturapero t1/2 radioaktiveco de disfalo Energio de disfalo MeV Produkto de radioaktiva disfalo
1H 99,9885(70)% estas stabila kun 0 neŭtrono
2H (D) 0,0115(70)% estas stabila kun 1 neŭtrono
3H (T) 10−15% 12,33 a β− 0,019 3He
Se ne estas indikite alie, estas uzitaj unuoj de SI kaj SVP.

Steloj dum la ĉefa parto de siaj vivoj enhavas hidrogenon en la plasma stato, do kiel miksaĵon de protonoj kaj elektronoj. La elemento estas uzata en la produktado de amonio, kiel levigilo, kiel alternativa bruligaĵo, kaj lastatempe kiel energiportanto por fuelpiloj.

Hidrogeno estas la plej malpeza elemento. Ĝi estas ege aktiva kaj estas parto de multaj kemiaĵoj, kiel ekzemple:

La Suno mem estas plejparte granda bulo de hidrogeno.

Izotopoj

redakti
  Pli detalaj informoj troveblas en artikolo Izotopoj de hidrogeno.
 
Hidrogeno, Deŭterio, Tricio

Ekzistas tri nature troveblaj izotopoj de hidrogeno. El ĉiuj elementoj plej videblas ĉe hidrogeno – kvankam nur malgranda – diferenco inter la izotopoj pri iliaj kemiaj reagemoj. Tiu diferenco devenas de la kompare granda pezdiferenco: deŭterio estas dufoje pli peza, tricio trifoje pli peza ol hidrogeno. Tia diferenco inter izotopoj estas nur 25 % ĉe la sekva elemento laŭ pezo, heliumo. Lastatempe oni sukcesis montri la mallongan ekziston de kvar aliaj kernoj (4H, 5H, 6H kaj 7H)[2]. Tiuj kernoj tamen ĉiuj havas ege mallongan vivodaŭron (< 10−21 s).

En la jaro 1955 aperis en la satira romano "La muso, kiu kriegis" (angle: „The Mouse That Roared“) la termino Quadium por 4H en la fikcia armilo Q-bombo .

Historio

redakti
 
Antoine Laurent de Lavoisier, kiu donis ĝian nomon al hidrogeno.
Hidrogeno miksita al aero kiel energifonto

Hidrogeno estis malkovrita en la jaro 1766 de la brita kemiisto kaj fizikisto Henry Cavendish, kiam li eksperimentis pri hidrargo kaj acidoj. Kiam li kunigis la du substancojn, estiĝis malgrandaj gasbobeloj en la miksaĵo. Tiujn li ne sukcesis identigi kiel unu el la konataj gasoj. Kvankam li erare supozis, ke hidrogeno estu parto de hidrargo (anstataŭ parto de la acido), li bone priskribis la ecojn de la gaso.

Pli detala analizo estis farita de Antoine Laurent de Lavoisier, kiu donis ĝian nomon al hidrogeno. La franca kemiisto malkovris la gason en la jaro 1787 sendepende de Cavendish, kiam li volis montri per eksperimento, ke ĉe kemiaj reakcioj ne perdiĝas aŭ kreiĝas maso. Li konduktis akvovaporon en fermitan sistemon super ardaj ferpecoj kaj kondensigis ĝin aliloke. Li rimarkis, ke la maso de la akvo estis malpli granda ol la originala kvanto kaj ke estiĝis gaso, kies maso kune kun la pligrandiĝanta maso de la fero respondis ekzakte al la perdita akvokvanto. Lia eksperimento estis do sukcesa.

Lavoisier plie ekzamenis la estiĝintan gason kaj realigis la eksperimenton nomatan nuntempe teston de oksihidrogeno, kiu bruligis la gason. Li tial nomis ĝin brulema aero. Kiam post aliaj eksperimentoj evidentiĝis ke ankaŭ el la gaso eblas krei akvon, li nomis ĝin hidro-geno, el la greka: hydro = akvo; kaj genes = kreanta. La vorto signifas do akvokreanto.

Kemio

redakti

Reakcioj de H2

redakti
 
Dihidrogena komplekso de fero, [HFe(H2)(dppe)2]+.

H2 estas relative nereakcia. La termodinamika bazo de ĉi tiu malalta reakciemo estas la tre forta H–H-ligo, kun liga disociiga energio de 435.7 kJ/mol.[3] Ĝi ja formas kunordigajn kompleksojn nomitajn dihidrogenaj kompleksoj. Ĉi tiuj specioj provizas komprenojn pri la fruaj paŝoj en la interagoj de hidrogeno kun metalaj kataliziloj. Laŭ neŭtrona difrakto, la metalo kaj du H-atomoj formas triangulon en ĉi tiuj kompleksoj. La H-H-ligo restas sendifekta sed estas plilongigita. Ili estas acidaj.[4]

Kvankam ekzota en la Tero, la jono H2+ estas ofta en la universo. Ĝi estas triangula specio, kiel la menciitaj dihidrogenaj kompleksoj. Ĝi estas konata kiel protonigita molekula hidrogeno aŭ trihidrogena katjono.[5]

Hidrogeno reakcias kun kloro por produkti HCl kaj kun bromo por produkti Hidrogena bromido (HBr) pere de ĉena reakcio. Tiu reakcio postulas iniciaton. Ekzemple en la kazo de Br2, la diatoma molekulo estas rompita en atomoj, Br2 + (UV radiado)-> 2Br•. Propagado de reakcioj konsumas hidrogenajn molekulojn kaj produktas HBr, same kiel atomojn de Br kaj de H:

Br• + H2 -> HBr + H
H + Br2 -> HBr +Br

Finfine la fina reakcio:

H + HBr -> H2 + Br•
2Br• -> Br2.

konsumas la restintajn atomojn.[6]:289

La aldono de H2 al nesaturitaj organikaj kombinaĵoj, kiel alkenoj kaj alkinoj, nomiĝas hidratigo. Eĉ se la reakcio estas energie favora, ĝi ne okazas eĉ je pli altaj temperaturoj. Ĉeestante katalizilo, kiel fajne dividita plateno aŭ nikelo, la reakcio okazas je ĉambra temperaturo.[7]:477

Kombinaĵoj de hidrogeno

redakti
  Pli detalaj informoj troveblas en artikolo Kombinaĵoj de hidrogeno.

Hidrogeno povas ekzisti kaj en +1 kaj en −1 oksidiĝaj statoj, formante kombinaĵojn per jona kaj kovalenta ligo. Ĝi estas parto de vasta gamo da substancoj, inkluzive de akvo, hidrokarbonidoj kaj multaj aliaj organikaj kombinaĵoj.[8] La H+-jono — ofte nomata protono pro ĝia ununura protono kaj foresto de elektronoj — estas centra al acido-baza kemio, kvankam la protono ne moviĝas libere. En la kadro de Brønsted-Lowry, acidoj estas difinitaj per sia kapablo donaci H+-jonojn al bazoj.[9]

Hidrogeno formas grandan varion de kombinaĵoj kun karbono konataj kiel hidrokarbonidoj, kaj eĉ pli grandan diversecon kun aliaj elementoj (heteroatomoj), kaŭzante la larĝan klason de organikaj kombinaĵoj ofte asociitaj kun vivantaj organismoj.[8]

 
Montraĵo de natria hidrido.

Hidrogenaj kombinaĵoj kun hidrogeno en la oksidiĝa stato −1 estas konataj kiel hidridoj, kiuj kutime formiĝas inter hidrogeno kaj metaloj. La hidridoj povas esti jonaj (ankaŭ konataj kiel salaj), kovalentaj, ne metalaj. Per varmigo, H2 reakcias efike kun la alkalaj kaj teralkalaj metaloj por doni la jonajn hidridojn de la formuloj MH₁ kaj MH2, respektive. Ĉi tiuj salsimilaj kristalaj kombinaĵoj havas altajn fandopunktojn kaj ĉiuj reakcias kun akvo por liberigi hidrogenon. Kovalentaj hidridoj estas boranoj kaj polimera aluminia hidrido. Transiraj metaloj formas metalajn hidridojn per kontinua dissolvo de hidrogeno en la metalon.[10] Bonkonata hidrido estas litia aluminia hidrido, la [AlH4]−anjono portas hidridajn centrojn firme ligitajn al la Al(III).[11] Eble la plej vasta serio de hidridoj estas la boranoj, kombinaĵoj konsistantaj nur el boro kaj hidrogeno.[12]

Hidridoj povas ligi al ĉi tiuj elektropozitivaj elementoj ne nur kiel fina ligando sed ankaŭ kiel pontligantoj. En diborano (B2H6), kvar H-oj estas finaj kaj du pontas inter la du B-atomoj.[13]

Hidrogena ligo

redakti
  Pli detalaj informoj troveblas en artikolo Hidrogena ligo.

Kiam ligite al pli elektronegativa elemento, precipe fluoro, oksigeno aŭ nitrogeno, hidrogeno povas partopreni en formo de mezforta nekovalenta ligado kun alia elektronegativa elemento kun sola paro kiel oksigeno aŭ nitrogeno, fenomeno nomata hidrogena ligado, kiu estas kritika por la stabileco de multaj biologiaj molekuloj. [14]:375[15] Hidrogena ligado ŝanĝas molekulstrukturojn, viskozecon, solveblecon, same kiel fando- kaj bol-punktojn kaj eĉ proteinajn falddinamikojn.[16]

Protonoj kaj acidoj

redakti
 
"A-T baza paro" en DNA ilustranta kiel hidrogenaj ligoj estas kritikaj por la genetika kodo. La desegnaĵo ilustras, ke en multaj kemiaj bildigoj, C-H ligoj ne ĉiam estas montritaj eksplicite, kio estas indiko de ilia disvastigeco.

En akvo, hidrogena ligado ludas gravan rolon en reakcia termodinamiko. Hidrogena ligo povas ŝanĝiĝi al protona translokigo. Laŭ la acido-baza teorio de Brønsted-Lowry, acidoj estas protondonantoj, dum bazoj estas protonricevantoj.[17]:{{{1}}} Nuda protono, H+, esence ne povas ekzisti en io ajn krom vakuo. Alie ĝi ligiĝas al aliaj atomoj, jonoj aŭ molekuloj. Eĉ specioj tiel inertaj kiel metano povas esti protonigitaj. La termino "protono" estas uzata loze kaj metafore por rilati al solvataj H+ sen ia ajn implico, ke iuj unuopaj protonoj ekzistas libere kiel specio. Por eviti la implicon de la nuda protono en solvaĵo, acidaj akvaj solvaĵoj estas foje konsiderataj kiel enhavantaj la "hidronian jonon" ([H3O]+) aŭ eĉ pli precize, [H9O4]+. [18] Aliaj oksoniaj jonoj troviĝas kiam akvo estas en acida solvaĵo kun aliaj solviloj.[19]

La koncentriĝo de ĉi tiuj solvataj protonoj determinas la pH de solvaĵo, logaritma skalo kiu reflektas ĝian acidecon aŭ bazecon. Pli malaltaj pH-valoroj indikas pli altajn koncentriĝojn de hidroniaj jonoj, respondantaj al pli acidaj kondiĉoj.[20]

Trovejoj

redakti

Hidrogeno estas la plej ofta kemia elemento de la Suno kaj de la grandaj gasplanedoj Jupitero, Saturno, Urano kaj Neptuno, kiuj entenas pli ol 99,99 % de la maso de la sunsistemo. Hidrogeno reprezentas 75 % de la tuta maso, tio estas 93 % de ĉiuj atomoj de la sunsistemo.

En la tuta universo oni supozas, ne kalkulante malluman materion, ankoraŭ pli grandan procentaĵon de hidrogeno.

Ĉeesto en la universo

redakti
 
Saturno kun siaj ringoj el glacio kaj polvo. La planedo mem konsistas ĉefe el hidrogeno kaj heliumo.

Jam baldaŭ post la estiĝo de la universo protonoj kaj neŭtronoj ekzistis en grandega nombro. Pro la altaj temperaturoj ambaŭ kuniĝis al malpezaj atomkernoj, kiel 2H kaj 4He. La plej multaj protonoj tamen restis neŝanĝitaj kaj iĝis la ontaj 1H-kernoj.

Post ĉirkaŭ 380.000 jaroj la radiaddenseco de la universo tiom malpligrandiĝis, ke hidrogenatomoj formiĝis per nura kuniĝo de kernoj kun la elektronoj, sen ke fotono disigu ilin tuj.

Malvarmiĝante la universo ebligis la kreadon de nuboj el hidrogena gaso sub la influo de gravito. Tiuj nuboj densiĝis al galaksioj kaj ene de ili al proto-steloj. Sub la kreskanta premo de la gravito fine estiĝis nuklea fuzio, kiu fandis hidrogenon al heliumo. Tiel estiĝis la unuaj steloj kaj inter ili la Suno.

Steloj konsistas ĉefe el hidrogena plasmo. Fuzio de hidrogeno 1H okazas ĉefe tra la ŝtupoj deŭterio 2H kaj Tricio 3H al Heliumo 4He. La liberiĝanta energio estas la energifontoj de la stelo. La hidrogeno en nia Suno reprezentas la plej grandan parton de la tuta maso de nia sunsistemo.

Sed ankaŭ la pezaj gasplanedoj konsistas ĉefe el hidrogeno, kio plialtigas la procentaĵon de la maso de tiu elemento en la sunsistemo. Pro altega premo en grandaj profundoj de la grandaj gasplanedoj Jupitero kaj Saturno, ĝi povas ekzisti en metala formo. Tia formo respondecas, verŝajne pro la elektra kondukteblo, pri la estiĝo de planedaj magnetokampoj.

Ekster nia sunsistemo hidrogeno troveblas en gigantaj gasnuboj. En la HI-regionoj la elemento ekzistas ne-jonigita kaj molekula.

Jonigitaj gasnuboj kun atoma hidrogeno estas nomataj HII-regionoj. En tiuj regionoj grandaj steloj elradias grandajn kvantojn de jonigitaj radioj.

Surtera troveblo

redakti

Sur la Tero la masa procentaĵo estas multe pli malalta. Rilate al la tuta maso de la Tero, la procentaĵo de hidrogeno estas ĉirkaŭ 0,12 kaj rilate al la terkrusto ĉirkaŭ 2,9. Krome tera hidrogeno, kontraŭe al universa hidrogeno ekzistas ĉefe en kombinaĵoj kaj nur malofte en pura formo, kiel nemiksita gaso. La plej konata kaj plej ofta kombinaĵo estas akvo. Krome ekzistas aliaj gravaj surteraj hidrogen-kombinaĵoj kiaj ekzemple tergasoj (metano, ...) kaj nafto. Ankaŭ pli ol la duono de ĉiuj ĝis nun konataj mineraloj entenas hidrogenon.[21]

Hidrogeno kiel energistokanto

redakti

Hidrogeno estas ofte nomata la energiportanto de la estonteco, kiu kaŭzos nenian damaĝan ellason, ĉefe ne de karbondioksido, same kiel venta aŭ suna energio. Tiaĵojn oni konsideru prudente; ili baziĝas parte je la konfuzo inter primara energio kaj energi(trans)portantoj. Certe hidrogena gaso entenas pli da energio en masunuo ol iu ajn alia kemia brulaĵo, tamen necesas produkti hidrogenon energiintense. Tial hidrogeno ne estas energifonto, sed ĝia produktado ebligas stoki alimaniere produktitan energion (ekzemple per vento aŭ suno).

Tamen ankaŭ la problemoj pri stokado kaj transportado estas grandaj.

La stokado de hidrogeno kiel brulaĵo por veturiloj necesigas aparte sekurajn stokujojn, unue el sekurecaj vidpunktoj kaze de akcidentoj, due el ekonomiaj vidpunktoj.

Ekzistas do tri diversaj stokadmanieroj:

  • la stokado de gasforma hidrogeno en premujoj,
  • la stokado de likva hidrogeno en Dewar-ujoj,
  • la stokado de hidrogeno en metalaj hidridoj aŭ en karbonaj nano-tuboj.

Industriaj vojoj

redakti

Preskaŭ la tutmonda nuna provizo de hidrogena gaso (H2) estas kreita el fosiliaj brulaĵoj.[22][23]:1 Ekzistas multaj metodoj por produkti H2, sed tri dominas komerce: vaporreformado ofte kunligita al akvo-gasa ŝanĝo, parta oksidado de hidrokarbidoj, kaj akva elektrolizo.[24]

Vaporreformado

redakti

Hidrogeno estas ĉefe produktita per vapora metanreformado (VMR), nome la reakcio de akvo kaj metano.[25][26] Tiel, ĉe alta temperaturo (1000–1400 K, 700–1100 °C aŭ 1300–2000 °F), vaporo (akvovaporo) reakcias kun metano por produkti karbonmonooksidon kaj H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Produktado de unu tuno da hidrogeno per ĉi tiu procezo elsendas 6,6–9,3 tunojn da karbondioksido.[27] La produktado de tergasa krudmaterialo ankaŭ produktas emisiojn kiel ekzemple eligita kaj fuĝanta metano, kiu plue kontribuas al la totala karbona spuro de hidrogeno.[28]

Ĉi tiu reakcio estas favorita ĉe malaltaj premoj; tamen, kondukata ĉe altaj premoj (2.0 MPa, 20 atm aŭ 600 inHg (hidrargocoloj)) ĉar altprema H2 estas la plej vendebla produkto, kaj prem-svingaj adsorbaj purigaj sistemoj funkcias pli bone ĉe pli altaj premoj. La produkta miksaĵo estas konata kiel "sinteza gaso" ĉar ĝi ofte estas uzata rekte por la produktado de metanolo kaj multaj aliaj kombinaĵoj. Hidrokarbonoj krom metano povas esti uzataj por produkti sintezan gason kun ŝanĝiĝantaj produktoproporcioj. Unu el la multaj komplikaĵoj de ĉi tiu tre optimumigita teknologio estas la formado de karbo:

CH4 → C + 2 H2

Tial, vaporreformado tipe uzas troan kvanton da H2O. Plia hidrogeno povas esti reakirita el la vaporo per uzado de karbona monooksido per la akvogasa ŝovreakcio. Ĉi tiu procezo postulas feroksidan katalizilon:[26]

CO + H2O → CO2 + H2

Hidrogeno estas kelkfoje produktita kaj konsumita en la sama industria procezo, ne estante apartigita. En la Procezo Haber por produktado de amoniako, oni generas hidrogenon el tergaso.[29]

Parta oksidigo de hidrokarbidoj

redakti

Aliaj metodoj por produktado de CO kaj de H2 estas parta oksidado de hidrokarbidoj:[30]

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

Kvankam malpli grava komerce, karbo povas utili kiel antaŭaĵo al la supre menciita ŝanĝoreakcio:[26]

C + H2O → CO + H2

Produktado de unuoj de olefino povas produkti ankaŭ grandajn kvantojn de kromprodukta hidrogeno, precipe el fendado de malpezaj krudmaterialoj kiel etano aŭ propano.[31]

Akva elektrolizo

redakti

Elektrolizo de akvo estas koncepte simpla metodo por produkti hidrogenon.

2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)

Komercaj elektroliziloj uzas nikel-bazitajn katalizilojn en forte alkala solvaĵo. Plateno estas pli bona katalizilo sed estas multekosta.[32] La hidrogeno kreita per elektrolizo uzante renovigeblan energion estas ofte nomata "verda hidrogeno".[33]

Elektrolizo de peklakvo por produkti kloron[34] produktas ankaŭ altpuran hidrogenon kiel kromprodukton, kiu estas uzata por diversaj transformoj kiel ekzemple hidrogenigoj.[35]

La elektroliza procezo estas pli multekosta ol produkti hidrogenon el metano sen karbona kaptado kaj stokado.[36]

Novigado en hidrogenaj elektroliziloj povus igi grandskalan produktadon de hidrogeno el elektro pli kosto-favora.[37]

Naturaj vojoj

redakti

Biologia signifo

redakti

Hidrogeno estas en diversformaj kemiaj kombinaĵoj grava por ĉiuj konataj vivaĵoj. Unuaranga estas akvo, kiu utilas kiel medio por ĉiaj ĉelprocezoj kaj metabolaj transportoj. Kune kun karbono, oksigeno kaj azoto (kaj malofte ankaŭ aliaj elementoj), hidrogeno estas unu el la eroj de tiaj molekuloj de la organika kemio, sen kiaj ĉia de ni konata formo de vivo estus tutsimple ne ebla.

Bildoj

redakti
  •  
    Hidrogeno en la perioda tabelo
  •  
    Klasika atommodelo de hidrogeno
  •  
    Unuaj spuroj observitaj en likva-hidrogena bobelkamero
  •  
    Produktado de energio per hidrogeno

Referencoj

redakti
  1. ↑  (angle): Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (PDF), p. 8
  2. ↑ Hydrogen-7 makes its debut (angle). physicsweb.org. Alirita 2013-03-08 .
  3. ↑ Lide, David R., eld. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87a eld.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 0-8493-0487-3.
  4. ↑ Kubas, Gregory J.. (2001-08-31) Metal Dihydrogen and σ-Bond Complexes: Structure, Theory, and Reactivity, 1‑a eldono, Springer. ISBN 0-306-46465-9.
  5. ↑ (1989) “The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H3+)”, Accounts of Chemical Research 22 (6), p. 218–222. doi:10.1021/ar00162a004. 
  6. ↑ Laidler, Keith J.. (1998) Chemical kinetics, 3‑a eldono, Novjorko, Novjorkio: HarperCollins. ISBN 978-0-06-043862-3.
  7. ↑ Vollhardt, Kurt Peter C.. (2003) Organic chemistry: structure and function, 4‑a eldono, New York: W.H. Freeman and Co. ISBN 978-0-7167-4374-3.
  8. ↑ 8,0 8,1 Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. Purdue University. Arkivita el la originalo je 11a de Junio 2012. Alirita 23a de Marto 2008 .
  9. ↑ Laurence, Christian. (2010) Lewis basicity and affinity scales: data and measurement. Chichester: Wiley. ISBN 978-0-470-68189-3.
  10. ↑ Lauermann, Gerhard; Häussinger, Peter; Lohmüller, Reiner; Watson, Allan M. (2013). "Hydrogen, 1. Properties and Occurrence". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. pp. 1–15. doi:10.1002/14356007.a13_297.pub3. ISBN 978-3-527-30673-2.
  11. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2a eld.). Butterworth-Heinemann. p. 228. ISBN 978-0-08-037941-8.
  12. ↑ (1994) “The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation”, Chemical Society Reviews 23 (3), p. 175–184. doi:10.1039/CS9942300175. 
  13. ↑ Miessler, G. L.; Tarr, D. A. (2003). Inorganic Chemistry (3a eld.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-035471-6.
  14. ↑ (Oktobro 1971) “Hydrogen Bonding”, Annual Review of Physical Chemistry (en) 22 (1), p. 347–385. doi:10.1146/annurev.pc.22.100171.002023. Bibkodo:1971ARPC...22..347P. 
  15. ↑ IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Elektrona versio, Hydrogen Bond Arkivigite je 2016-12-13 per la retarkivo Wayback Machine
  16. ↑ (Novembro 2024) “Dynamic-to-static switch of hydrogen bonds induces a metal–insulator transition in an organic–inorganic superlattice”, Nature Chemistry (en) 16 (11), p. 1803–1810. doi:10.1038/s41557-024-01566-1. Bibkodo:2024NatCh..16.1803X. 
  17. ↑ Punekar, Narayan S.. (2025) ENZYMES: Catalysis, Kinetics and Mechanisms (angle). Singapore: Springer Nature Singapore, p. 333–345. doi:10.1007/978-981-97-8179-9_28. ISBN 978-981-97-8178-2.
  18. ↑ (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), p. 3416–3427. doi:10.1021/j100372a014. 
  19. ↑ (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), p. 6983–6986. doi:10.1021/ja00463a035. Bibkodo:1977JAChS..99.6983P. 
  20. ↑ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5a eld.). Prentice Hall. pp. 219, 318–319. ISBN 978-1292134147.
  21. ↑ Webmineral – Mineral Species sorted by the element H (Hydrogen) (angle). Alirita 2013-03-08 .
  22. ↑ "Hydrogen Is One Answer to Climate Change. Getting It Is the Hard Part", The New York Times, 13a de Julio 2021.
  23. ↑ (27a de Septembro 2022) “Is heating homes with hydrogen all but a pipe dream? An evidence review”, Joule 6 (10), p. 2225–2228. doi:10.1016/j.joule.2022.08.015. Bibkodo:2022Joule...6.2225R. 252584593.  Presata artikolo.
  24. ↑ Baade, William F.; Parekh, Uday N.; Raman, Venkat S. (2001). "Hydrogen". Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. doi:10.1002/0471238961.0825041803262116.a01.pub2. ISBN 9780471484943.
  25. ↑ Press, Roman J.. (2008) Introduction to Hydrogen Technology. John Wiley & Sons, p. 249. ISBN 978-0-471-77985-8.
  26. ↑ 26,0 26,1 26,2 Oxtoby, D. W.. (2002) Principles of Modern Chemistry, 5‑a eldono, Thomson Brooks/Cole. ISBN 978-0-03-035373-4.
  27. ↑ Dream or Reality? Electrification of the Chemical Process Industries. American Institute of Chemical Engineers (Marto 2021). Arkivita el la originalo je 17a de Julio 2021. Alirita 6a de Julio 2021 .
  28. ↑ (2021) “Industrial decarbonization via hydrogen: A critical and systematic review of developments, socio-technical systems and policy options”, Energy Research & Social Science 80, p. 39. doi:10.1016/j.erss.2021.102208. Bibkodo:2021ERSS...8002208G. Alirita 11a de Septembro 2021.. 
  29. ↑ . Why Are Nitrogen Prices So High?. The Samuel Roberts Noble Foundation (2008). Arkivita el la originalo je 9a de Majo 2001. Alirita 11a de Marto 2008 .
  30. ↑ Staff (2003). "Hydrogen (H2) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen". Universal Industrial Gases, Inc. Arkivita el la originalo la 19an de Februaro 2008. Alirita la 5an de Februaro 2008.
  31. ↑ (2015) “Co-production of synthetic fuels and district heat from biomass residues, carbon dioxide and electricity: Performance and cost analysis”, Biomass and Bioenergy 74, p. 26–46. doi:10.1016/j.biombioe.2015.01.006. Bibkodo:2015BmBe...74...26H. 
  32. ↑ (2014) “Nanoscale nickel oxide/Nickel heterostructures for active hydrogen evolution electrocatalysis”, Nature Communications 5, p. 4695. doi:10.1038/ncomms5695. Bibkodo:2014NatCo...5.4695G. 205329127. 
  33. ↑ The role of hydrogen and ammonia in meeting the net zero challenge (June 2021).
  34. ↑ . Chemicals from salt. BBC (2007). Arkivita el la originalo je 26a de Oktobro 2007. Alirita 11 March 2008 .
  35. ↑ Schmittinger, Peter. (2006-01-15) “Chlorine”, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (angle). Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA. doi:10.1002/14356007.a06_399.pub2. ISBN 978-3-527-30673-2.
  36. ↑ In-depth Q&A: Does the world need hydrogen to solve climate change? (30 November 2020). Arkivita el la originalo je 1a de Decembro 2020. Alirita 1a de Decembro 2020 .
  37. ↑ IEA. (2021) Net Zero by 2050: A Roadmap for the Global Energy Sector, p. 15, 75–76.

Vidu ankaŭ

redakti

Eksteraj ligiloj

redakti
Bibliotekoj
Elŝutita el "https://eo.wikipedia.org/w/index.php?title=Hidrogeno&oldid=9128535"