Vodik

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje
vodik - helij
 
H
Li  
 
 
H-TableImage.png
Splošno
Ime, simbol, vrstno število vodik, H, 1
Kemijska vrsta nekovina
Skupina, perioda, blok 1, (IA), 1 , s
Gostota, trdota 0,0899 kg/m3
Videz brezbarven
H,1.jpg
Značilnosti atoma
Relativna atomska masa 1,00794 a. e. m.
Atomski polmer (izračunan) 25 (53) pm
Kovalentni polmer 37 pm
van der Waalsov polmer 120 pm
Elektronska konfiguracija 1s1
e- na energijski nivo 1
Oksidacijska stanja (oksid) 1 (amfoteren)
Kristalna struktura heksagonalna
Fizikalne značilnosti
Agregatno stanje plin (diamagneten)[1]
Tališče 14,025 K (-259,14 °C)
Vrelišče 20,268 K (-252,87 °C)
Trojna točka 13,8033 K (-259 °C)
Molski volumen 11,42·10−3 m3/mol
Izparilna toplota 0,44936 kJ/mol
Talilna toplota 0,05868 kJ/mol
Parni tlak 209 Pa pri 23 K
Hitrost zvoka 1270 m/s pri 298,15 K
Razne značilnosti
Elektronegativnost 2,2 (Paulingova lestvica)
Specifična toplota 28,836 J/(mol·K)
Električna prevodnost ___ 106/m Ω
Toplotna prevodnost 0,1815 W/(m · K)
Ionizacijski potencial 1,312 kJ/mol
Izotopi
izo NA t1/2 DM DE MeV DP
1H 99,985 % H je stabilen z 0 nevtroni
2H 0,015 % H je stabilen z 1. nevtronom
3H {umetni} 12,32 let β- 0,019 3He
4H {umetni} 1.39(10)×10−22 s n 4,6 T
5H {umetni} 9.1×10−22 s 2n T
6H {umetni} 2.90(70)×10−22 s 3n 1,6 T
7H {umetni} 2.3(6)×10−23 s 20
Če ni označeno drugače, so
uporabljene enote SI in standardni pogoji.

Vodík (latinsko hydrogenium) je kemični element s simbolom H, atomskim številom 1 in atomsko maso 1,00794 u. Je najlažji element v periodnem sistemu elementov. V enoatomnem stanju (H) je najbolj pogosta kemična snov v vesolju in tvori približno 75 % vse barionske mase.[2] Zvezde iz glavnega niza so v začetnem obdobju svojega razvoja sestavljene pretežno iz vodika v stanju plazme. Najpogostejši izotop vodika je protij s simbolom 1H, ki ima en sam proton in nobenega nevtrona. Njegovo ime se uporablja zelo redko.

Vesoljski enoatomni vodik se je prvič pojavil v obdobju rekombinacije. Pri standardni temperaturi in tlaku je brezbarven lahko vnetljiv in nestrupen plin brez vonja in okusa s formulo H2. Ker z večino nekovinskih elementov zlahka tvori kovalentne spojine, je na Zemlji večina vodika vezanega v vodi in organskih spojinah. Vodik igra posebej pomembno vlogo v kislo-bazičnih reakcijah. V ionskih spojinah ima lahko negativen naboj (anion z imenom ahidrid) ali pozitiven naboj, ki se običajno zapisuje s simbolom H+, čeprav je v resnici gol proton. V ionskih spojinah ima vedno veliko bolj kompleksno sestavo od napisane.

Vodikov atom ima kot najenostavnejši znani atom pomembno teoretično uporabnost. Vodikov atom je na primer edini nevtralni atom z analitsko rešitvijo Schrödingerjeve enačbe.

Plinasti vodik so prvič umetno pridobili v zgodnjem 16. stoletju z mešanjem kovin in kislin. V letih 1766-1781 je Henry Cavendish prvi prepoznal vodikov plin kot diskretno snov[3] in ugotovil, da z zgorevanjem tvori vodo. Ta lastnost mu je kasneje dala tudi ime: hidrogen v grščini pomeni vodotvoren.

Večina vodika se proizvede s parnim reformingom naravnega plina. Manj pogosta in energijsko mnogo bolj potratna metoda je elektroliza vode.[4] Večina vodika se porabi na mestu proizvodnje, največ za obdelavo fosilni goriv, na primer hidrokrekiranje, proizvodnjo amonijaka za umetna gnojila, polnjenje balonov in v zadnjem času kot vir energije v gorivnih celicah.

V metalurgiji ni zaželen, ker povzroča krhkost mnogo kovin[5] in otežuje gradnjo cevovodov in cistern za njegovo shranjevanje.[6]

Lastnosti[uredi | uredi kodo]

Gorenje[uredi | uredi kodo]

V glavnem motorju Space Shuttla zgoreva vodik s kisikom in daje pri polni obremenitvi skoraj neviden plamen.

Plinasti vodik (divodik ali molekularni vodik) [7] je zelo vnetljiv in v zraku gori v zelo širokem intervalu koncentracij od 4 do 75 vol %.[8] Sežigna entalpija je vodika -286 kJ/mol.[9]

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

4-74 vol % zmesi vodika z zrakom in 5-95 vol % zmesi vodika s klorom so eksplozivne. Eksplozijo sprožijo iskra, toplota ali sončna svetloba. Temperatura samovžiga vodika v zraku je 500 °C.[10] Plamen zmesi čistega vodika in čistega kisika in zmesi z visoko vsebnostjo kisika sevajo ultravijolično svetlobo, ki je s prostim očesom skoraj nevidna. Za odkrivanje gorenja uhajajočega vodika je potreben detektor plamena. Gorenje iztekajočega vodika ja zato lahko izredno nevarno. Vodikov plamen v drugih pogojih je moder in podoben plamenu naravnega plina.[11]

Najbolj katastrofalen primer nekontroliranega gorenja vodika je bil požar na cepelinu Hindenburg. Vzrok zanj je še vedno predmet razprav, vidni oranžni plameni pa so bili posledica gorenja bogate zmesi vodik-kisik v kombinaciji z ogljikovi spojinami v cepelinovem plašču.

H2 reagira z vsemi oksidanti. S fluorom in klorom reagira že pri sobni temperaturi in tvori ustrezna vodikova halogenida, ki sta tudi potencialno nevarni kislini:[12]

H2(g) + F2(g) → 2 HF(g)
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

Energijski nivoji elektronov[uredi | uredi kodo]

Prikaz vodikovega atoma in njegovega centralnega protona. Premer atoma je približno dvakrat večji od Bohrovega modela. Slika ni v merilu.

Energijski nivo osnovnega stanja elektrona v vodikovem atomu je -13,6 eV, ki je ekvivalenten ultravijoličnemu fotonu z valovno dolžino približno 92 nm.[13]

Energijski nivoji vodika se lahko precej natančno izračunajo z Bohrovim modelom atoma, ki predpostavlja, da elektroni krožijo okoli protona na orbitalah, podobno kot okrog Sonca krožijo planeti. Pojava sta v resnici povsem različna, ker protone in elektrone privlači elektromagnetna sila, planete in Sonce pa gravitacija. Zaradi diskretizacije vrtilne količine, ki jo je predpostavil Bohr v zgodnji kvantni mehaniki, lahko elektroni v Bohrovem modelu zasedejo samo določene razdalje od protona in imajo zato samo določene mogoče energije.[14]

Bolj natančen opis vodikovega atoma izhaja iz čisto kvantno mehanskega pristopa, ki za izračun verjetnosti gostote elektrona okoli protona uporablja Schrödingerjevo enačbo in Feynmanovo formulacijo potnega integrala.[15] V kvantno mehanskih postopkih elektron v osnovnem stanju vodikovega atoma nima nobene vrtilne količine, kar dokazuje, da se koncept planetarnih krožnic za gibanje elektronov bistveno razlikuje od realnosti.

Molekula vodika[uredi | uredi kodo]

Dvoatomne molekule vodika imajo dva spinska izomera, ki se razlikujeta po relativnem spinu njihovih jeder.[16] V orto vodiku sta spina obeh protonov paralelna in tvorita tripletno stanje z molekulskim spinskim kvantnim številom 1 (½+½). V para vodiku sta spina antiparalelna in tvorita singlet z molekulskim spinskim kvantnim številom 0 (½–½). Pri standarnem tlaku in temperaturi vsebuje plinasti vodik približno 25 % para oblike in 75 % orto oblike, ki se imenuje tudi »normalna oblika«.[17] Ravnotežno razmerje med njima je odvisno od temperature. Ker je orto oblika vzbujeno stanje para oblike in ima več energije kot para oblika, je nestabilna in se je ne da izolirati v čistem stanju. Pri zelo nizkih temperaturah je v ravnotežnem stanju skoraj izključno para oblika. V tekoči in plinski fazi se termične lastnosti paravodika zaradi razlik v rotacijskih toplotnih kapacitetah značilno razlikujejo od lastnosti normalnega vodika.[18] Razlike med orto in para obliko so opazne tudi v drugih molekulah in funkcionalnih skupinah, ki vsebujejo vodik, na primer v vodi in metilni skupini, vendar ne vplivajo značilno na njihove termične lastnosti.[19]

Ravnotežje nekatalizirane povratne reakcija pretvarjanja para oblike v orto obliko se z naraščajočo temperaturo pomika proti orto obliki. Na hitro kondenzirani H2 zato vsebuje veliko količino energijsko mnogo bogatejše orto oblike, ki se zelo počasi pretvarja v para obliko.[20] Razmerje med obema oblikama v kondenziranem H2 je zato pomembno za pripravo in skladiščenje tekočega vodika. Pretvorba orto oblike v para obliko je eksotermna in tvori dovolj toplote, da del tekočega vodika izpari in povzroči izgubo utekočinjenega vodika. Pretvorbo katalizirajo na primer železov(III) oksid, aktivirano oglje, platiniran azbest, redke zemeljske kovine, uranove spojine, kromov(III) oksid in nekatere nikljeve spojine.[21]

Faze[uredi | uredi kodo]

  • komprimirani vodik
  • tekoči vodik
  • kašasti vodik
  • trdni vodik
  • kovinski vodik

Spojine[uredi | uredi kodo]

Kovalentne in organske spojine[uredi | uredi kodo]

Četudi H2 pri standardnih pogojih ni zelo reaktiven, tvori spojine z večino elementov. V spojinah z bolj elektronegativnimi elementi, na primer fluorom, klorom, bromom, jodom ali kisikom, ima delno pozitiven naboj.[22] V spojinah s fluorom, kisikom ali dušikom je lahko udeležen tudi v srednje močni nekovalentni vezi, imenovani vodikova vez, ki je odločilna za stabilnost mnogo bioloških molekul.[23][24] Vodik tvori spojine tudi z manj elektronegativnimi elementi, na primer s kovinami in polkovinami, v katerih ima delno negativen naboj. Spojine se običajno imenujejo hidridi.[25]

Z ogljikom in hetero atomi tvori ogromno spojin, ki so večinoma povezane z živimi bitji in se zato imenujejo organske spojine.[26] Preučevanje njihovih lastnosti se imenuje organska kemija,[27] preučevanje v živih organizmih pa biokemija.[28] Po nekaterih definicijah je organska spojina vsaka spojina, ki vsebuje ogljik. Ker večina organskih spojin poleg ogljika vsebuje tudi vodik in je večina njihovih kemijskih lastnosti posledica vezi ogljik-vodik, je v nekaterih definicijah organska spojina pogojena ravno s prisotnostjo te vezi.[26] Poznanih je nekaj milijonov organskih spojin, ki običajno nastajajo po zapletenih poteh, v katerih je pogosto udeležen tudi elementarni vodik.

Hidridi[uredi | uredi kodo]

Vodikove spojine s kovinami in polkovinami se pogosto imenujejo hidridi, vendar je raba izraza precej ohlapna. Izraz hidrid namiguje, da ima vodikov atom v spojinah z bolj elektropozitivnimi elementi negativne oziroma anionske značilnosti, zapisane s H-. Obstoj hidridnega aniona, ki ga je predlagal Gilbert Newton Lewis leta 1916 za skupino solém podobnih spojin kovin iz I. in II. skupine periodnega sistema elementov, je leta 1920 dokazal Kurt Moers z elektrolizo taline litijevega hidrida (LiH), v kateri se je na anodi sprostila stehiometrična količina vodika.[29] Za hidride elementov izven I. in II. skupine periodnega sistema elementov je izraz precej zavajajoč, ker predpostavlja nizko elektronegativnost vodika. Izjema v hidridih II. skupine elementov je berilijev hidrid (BeH2), ki je polimeren. V litijevem aluminijevem hidridu nosi anion AlH4+ hidridna središča, trdno pripojena k Al(III).

Četudi lahko hidride tvori večina elementov iz glavnih skupin periodnega sistema elementov, je njihovo število in število kombinacij po skupinah zelo različno. Znanih je na primer več kot sto binarnih borovih hidridov (borani) in samo en aluminijev hidrid.[30] Binarni indijev hidrid še ni bil odkrit, čeprav v večjih kompleksih obstojen.[31]

V kemiji anorganskih kompleksnih spojin lahko hidridi služijo kot premostitveni ligandi, ki povezujejo kovinska središča in koordinirani kompleks. Ta funkcija je še posebej pogosta v 13. skupini elementov, posebno v boranih (borovi hidridi), aluminijevih kompleksih in grozdičastih karboranih.[32]

Protoni in kisline[uredi | uredi kodo]

Oksidacija vodika odstrani njegov elektron in tvori kation H+, ki je v bistvu gol proton. Ravno zato se ga pogosto imenuje kar proton in je bistven sestavni del kislin. Po Brønsted-Lowryjevi teoriji kislin in baz so kisline donorji protonov, medtem ko so baze njihovi akceptorji.

Prost proton H+ v raztopinah in ionskih kristalih ni obstojen zaradi njegove izjemne afinitete do drugih atomov ali molekul z elektroni. Izjema so izredno visoke temperature, povezane s plazmo, vendar se protona ne da odstraniti iz elektronskega oblaka atomov ali molekul. Izraz proton se včasih uporablja tudi bolj ohlapno in metaforično za označevanje pozitivnega naboja ali kationskega vodika, ki je vezan na druge kemijske vrste in se kot tak zapiše s H+, čeprav v prostem stanju sploh ni obstojen.

Da bi se izognili implikaciji prostega solvatiranega protona v raztopini, se za kisle vodne raztopine včasih zapiše, da je vezan v tudi malo verjetnem hidronijevem ionu H3O+, čeprav so vodikovi kationi bolj verjetno vezani v skupino s približno formulo H
9
O+
4
.[33] Če je voda v kislih raztopinah z drugimi topili, so v njih prisotni drugi oksonijevi ioni.[34] V nasprotju z Zemljo, na kateri je zelo redek, je v vesolju najbolj pogost ion H+
3
, znan tudi kot protonirani molekularni vodik ali trivodikov kation.[35]

Izotopi[uredi | uredi kodo]

Vodik v plazmatskem stanju
Škrlaten sij vodika v plazmatskem stanju.
Spekter vodika
Spekter vodika.
Devterij v plazmatskem stanju
Škrlaten sij devterija v plazmatskem stanju.
Najbolj pogost izotop vodika je protij z enim protonom in enim elektronom. Med vsemi stabilnimi izotopi je izjema, ker nima nobenega nevtrona.

Vodik ima 7 izotopov. V naravi so obstojni 1H, 2H in 3H. Izotopi od 4H do 7H imajo zelo nestabilna jedra in so jih pridobili samo v laboratoriju.[36][37]

1H je z več kot 99,985 % deležem najpogostejši izotop vodika. Sestavljen je iz enega samega protona, zato se včasih, vendar zelo redko, imenuje tudi protij.[38]

2H ali D (devterij) je izotop vodika, ki ima v jedru poleg protona tudi nevtron. Ves devterij v vesolju je nastal med velikom pokom. Na Zemlji ga je samo 0,015 %. Devterij ni radioaktiven. Verjetnost zastrupitve z njim je majhna. Voda, obogatena z molekulami, ki namesto vodika vsebujejo devterij, se imenuje težka voda. Devterij in njegove spojine se uporabljajo kot neradioaktiven sledilec v kemijskih poskusih in topilih za 1H jedrsko magnetno resonančno spektroskopijo.[39] Težka voda se uporablja kot moderator nevtronov in hladilno sredstvo v atomskih reaktorjih. Devterij je potencialno gorivo za komercialno jedrsko fuzijo.[40]

3H ali T (tricij) vsebuje proton in dva nevtrona. Na Zemlji ga v naravi ni. Je radioaktiven in razpada na 3He in β sevanje. Njegov razpolovni čas je 12,32 let.[32] Tricij je tako slabo radioaktiven, da se uporablja za svetleča barvila, na primer v urah, v katerih je že steklo dovolj močan filter, da zadrži sevanje.[41] Majhne količine tricija nastajajo v naravi zaradi interakcij kozmičnih žarkov z atmosferskimi plini. Nastaja tudi v eksplozijah jedrskega orožja. [42] Uporablja se v fuzijskih jedrskih reaktorjih,[43] kot označevalec v izotopski geokemiji,[44] v samostojno napajajočih se svetilih[45] in kemični in biološki radioaktivni sledilec.[46]

4H, 5H, 6H in 7H so umetno proizvedeni izotopi, ki imajo v jedru poleg protona še tri do šest nevtronov. Vsi so radioaktivni z razpolovnimi časi 139, 910, 300 oziroma 23 let. Produkt radioakrivnega razpada je tricij.

Vodik je edini element, katerega izotopi imajo svoja imena. V začetnem obdobju preučevanja radioaktivnosti so imeli posebna imena tudi izotopi drugih elementov. Takšno prakso so zaradi boljše preglednosti kmalu opustili. Devterij in tricij se včasih označujeta tudi z D oziroma T, simbola za protij (P) pa se ne sme uporabiti, ker je rezerviran za fosfor.[47] Smernice IUPAC za poimenovanje kemikalij dopuščajo uporabo simbolov D in T, vendar priporočajo simbola 2H in 3H.[48]

Zgodovina[uredi | uredi kodo]

Odkritje in uporaba[uredi | uredi kodo]

Leta 1671 je Robert Boyle odkril in opisal reakcijo med železovimi opilki in razredčenimi kislinami, v kateri se sprošča vodik.[49][50] Leta 1766 je Henry Cavendish prvi prepoznal vodikov plin kot diskretno snov. Imenoval jo je »vnetljivi zrak« in domneval, da je istoveten s hipotetično snovjo, imenovano »flogiston«.[51][52] Plin je še naprej raziskoval in leta 1781 odkril, da med njegovim zgorevanjem nastaja voda. Zaradi teh odkritij se prav njemu pripisuje odkritje vodika.[53][54] Ko je Pierre-Simon Laplace s poskusi potrdil Cavendishovo odkritje, da med zgorevanjem vodika nastaja voda,[54] je Antoine Lavoisier leta 1783 element imenoval hidrogen (iz grškega ὑδρο- [hydro] – voda in -γενής [genes] – tvorec, dobesedno roditelj).[55]

Antoine-Laurent de Lavoisier

Lavoisier je vodik za svoje eksperimente proizvajal s prepihavanjem vodne pare skozi razžarjeno železno cev. Med anaerobno oksidacijo železa s protoni vode pri visoki temperaturi potekajo naslednje kemijske reakcije:

Fe(s) + H2O(g) → FeO(s) + H2(g)
2 Fe(s) + 3 H2O(g) → Fe2O3(s) + 3 H2(g)
3 Fe(s) + 4 H2O(g) → Fe3O4(s) + 4 H2(g)

Podobno reagira tudi mnogo drugih elementov, na primer cirkonij.

Vodik je prvi utekočinil James Dewar leta 1898 s cikličnim komprimiranjem, ohlajanjem in ekspandiranjem vodika in s pomočjo vakuumske posode, ki jo je sam izumil.[54] Naslednje leto je proizvedel tudi trdni vodik.[54]

Devterij je decembra 1931 odkril Harold Clayton Urey, tricij pa leta 1934 Ernest Rutherford, Mark Oliphant in Paul Harteck.[53] Težko vodo, v kateri je namesto vodika vezan devterij, je odkrila Ureyeva skupina znanstvenikov leta 1932.[54] François Isaac de Rivaz je leta 1807 patentiral de Rivazov motor z notranjim zgorevanjem, ki ga je poganjala zmes vodika in zraka. Leta 1819 je Edward Daniel Clarke izumil vodikov pihalnik, leta 1823 pa so izumili še tako imenovano Döbereinerjevo svetilko in Drumondov (apneni) reflektor.[54]

Prvi z vodikom napolnjen balon je izdelal Jacques Charles leta 1783.[54] Po letu 1852 so z vodikom napolnjene zračne ladje, ki jih je zasnoval Henri Giffard,[54] postale prvo zanesljivo prevozno sredstvo za potovanje po zraku. Potovanje s trdno grajenimi zračnimi ladjami s pogonom je še posebej promoviral nemški grof Ferdinand von Zeppelin. Prvi cepelin je poletel leta 1900,[54] prve redne proge pa so odprli leta 1910. Do avgusta 1914, ko je polete prekinila prva svetovna vojna, so cepelini brez večjih težav prepeljali 35.000 potnikov. Cepelini so se med vojno uporabljali tudi kot opazovalnice in sredstvo za bombardiranje nasprotnika.

Prvo neprekinjeno potovanje preko Atlantika je opravila britanska zračna ladja R34 leta 1919. Odkritje rezerv nevnetljivega helija v Združenih državah Amerike v 1920. letih bi lahko znatno izboljšalo varnost poletov, vendar je ameriška vlada prepovedala njegovo prodajo nemškemu nacističnemu režimu. Vodik se je zato še naprej uporabljal, tudi v zračni ladji LZ 129 Hindenburg, ki se je 6. maja 1937 vnela po pristanku v New Jerseyu.[54] Nesrečo so v živo prenašale radijske postaje in so jo posneli na filmski trak. Kasnejše raziskave so pokazale, da je vžig iztekajočega vodika povzročila statična elektrika, ki je vžgala z aluminijem prevlečeno tkanino plašča zračne ladje. Po nesreči so z vodikom polnjene zračne ladje odšle v zgodovino.

Leta 1937 so v Dayton Power & Light Co. v Daytonu, Ohio, izumili prvi z vodikom hlajen turbogenerator.[56] Zaradi velike toplotne prevodnosti vodika so tovrstni generatorji še vedno najbolj pogosta vrsta generatorjev.

Leta 1977 so v navigacijskem satelitu ameriškega vojnega ladjevja NTS-2 prvič uporabili nikelj-vodikovo baterijo.[57] S takšnimi baterijami so kasneje opremili tudi Mednarodno vesoljsko postajo[58] in vesoljski sondi Mars Odyssey[59] in Mars Global Surveyor.[60] V temnem delu svoje orbite se z nikelj-vodikovimi baterijami napaja tudi vesoljski teleskop Hubble. Baterije na njem so prvič zamenjali maja 2009,[61] se pravi več kot 19 let po njihovi vgradnji in 13 let po izteku njihove pričakovane življenjske dobe.[62]

Vloga vodika v kvantni teoriji[uredi | uredi kodo]

Štiri črte vodikovega emisijskega spektra iz Balmerjeve serije v vidnem delu spektra.

Vodikov atom H je bil zaradi svoje relativno enostavne atomske zgradbe, sestavljene iz enega samega protona in elektrona, in enostavnega emisijskega in absorpcijskega spektra osnova razvoja teorije atomske zgradbe.[63] Poleg tega je zaradi enostavnosti vodikove molekule H2 in pripadajočega kationa H2+ omogočil popolnejše razumevanje lastnosti kemijske vezi.

Prve kvantne pojave, ki jih takrat še ni znali razložiti, je opazil James Clerk Maxwell pol stoletja pred nastankom kvantno mehanske teorije. Maxwell je ugotovil, da se specifična toplota vodika H2 pri temperaturah pod sobno temperaturo nerazložljivo razlikuje od specifične toplote dvoatomnega plina in postaja pri kriogenih temperaturah vedno bolj podobna specifični toploti enoatomnega plina. Po kvantni teoriji je takšno obnašanje posledica razmika med kvantiziranimi rotacijskimi energijskimi nivoji, ki so pri vodiku zaradi njegove majhne mase še posebej veliki. Ti široki razmiki med nivoji pri nizkih temperaturah zahtevajo veliko toplote za rotacijsko gibanje. Dvoatomne molekule s težjimi atomi nimajo tako razmaknjenih energijskih nivojev, zato ta pojav ni tako izrazit.[64]

Nahajališča[uredi | uredi kodo]

NGC 604 je ogromno področje ioniziranega vodika v ozvezdju Trikotnik.

Enoatomni vodik H je najbolj pogost kemijski element v vesolju, saj tvori 75 % njegove mase in 90 % števila njegovih atomov. Večino mase vesolja seveda ne tvorijo kemijski elementi, ampak še neodkrite oblike mase kot sta temna snov in temna energija.[65] Elementarni vodik je v velikih količinah prisoten v zvezdah in plinskih velikanih. Oblaki molekularnega vodika H2 so povezani z nastajanjem zvezd. Kot udeleženec v reakcijah proton-proton in ciklu ogljik-dušik-kisik (CNO) jedrskega zlivanja ima ključno vlogo tudi kot pogonsko gorivo zvezd.[66]

Večina vodika v vesolju je v enoatomni in plazmatski obliki, ki imata zelo drugačne lastnosti kot molekularni vodik. Ker v plazmi vodikov proton in elektron nista povezana, ima plazma zelo dobro električno prevodnost in emisivnost in proizvaja svetlobo Sonca in drugih zvezd. Nabiti delci močno vplivajo na magnetno in električno polje. Sončni veter v stiku z Zemljino magnetosfero na primer povzroči Birkelandove tokove in polarni sij. Vodik v nevtralnem enoatomnem stanju se nahaja v medzvezdni snovi.[67]

Elementarni vodik na Zemlji je pri normalnih pogojih v obliki dvoatomnih molekul H2. V Zemljinem ozračju ga je zelo malo (1 ppm volumna), ker zaradi majhne gostote mnogo laže uide Zemljini gravitaciji kot gostejši plini. Vodik je kljub temu tretji najpogostejši element na Zemljini površini.[68] Največ ga je vezanega v vodi in ogljikovodikih.[32] V plinastem stanju ga proizvajajo nekatere alge in bakterije. [69]

Molekularna oblika vodika, imenovana protonirani molekularni vodik H+
3
, se nahaja v medzvezdni snovi, kjer nastaja z ionizacijo molekularnega vodika s kozmičnimi žarki, in gornjih delih atmosfere planeta Jupitra. Ion je pri teh pogojih relativno stabilen zaradi nizke temperature okolja in majhne gostote. H+
3
je eden od najbolj pogostih ionov v Vesolju in igra pomembno vlogo v kemiji medzvezdne snovi.[70] Nevtralni triatomni vodik H3 obstaja samo v vzbujenem stanju in je nestabilen.[71] V nasprotju s pozitivnim vodikovim molekularnim ionom H+
2
je v Vesolju redek.

Proizvodnja[uredi | uredi kodo]

Laboratorijske metode[uredi | uredi kodo]

V laboratorijih se vodik običajno pripravlja z reakcijami razredčenih neoksidativnih kislin z nekaterimi kovinami, na primer cinkom, v Kippovem aparatu:

Zn + 2 H+Zn2+ + H2

Vodik nastaja tudi med raztapljanjem aluminija v bazah:

2 Al + 6 H2O + 2 OH → 2 Al(OH)
4
+ 3 H2

Enostavna metoda za pridobivanje vodika je elektroliza vode, v kateri se na anodi sprošča kisik, na katodi pa vodik. Katoda je običajno iz platine ali kakšne druge inertne kovine. Anodni in katodni prostor morata biti ločena, da se plina ne mešata. Teoretični izkoristek elektrolize je 80-90 %:[72]

2 H2O → 2 H2 + O2

Leta 2007 so odkrili, da se za generator vodika lahko uporabi zlitina aluminija in galija v peletah, kateri se doda voda:

2 Al + 3 H2O → Al2O3 + 3 H2

Iz aluminija nastaja neuporabna glinica, dragoceni galij, ki preprečuje nastajanje pasivnega sloja na površini pelet, pa se lahko ponovno uporabi.[73]

Parni reforming[uredi | uredi kodo]

Vodik se v industrijskem merilu proizvaja po več postopkih, večinoma z odcepljanjem vodika iz ogljikovodikov. Najpomembnejši je parni reforming metana v naravnem plinu.[74] Pri visokih temperaturah (1000–1400 K, 700–1100 °C) vodna para reagira z metanom, pri čemer nastajata vodik in ogljikov monoksid (CO):

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Reakcija bi bolje potekala pri nizkih tlakih, vendar se izvaja pri visokih tlakih (2 Mpa, 20 atm), ker je visokotlačni H2 tržno bolj zanimiv in ker sistemi za ločevanje nastalih plinov bolje delujejo pri višjih tlakih. Zmes plinov se imenuje sintetski plin, ker se pogosto uporablja kot tak za proizvodnjo metanola in sorodnih spojin. Namesto metana se lahko uporabijo tudi drugi ogljikovodiki. Ena od mnogih težav, ki spremljajo to visoko dodelano tehnologijo, je nastajanje ogljika oziroma koksa:

CH4 → C + 2 H2

V parnem reformingu se zato običajno uporablja prebitek vode. Dodatni vodik se proizvede iz prebitne vodne pare z ogljikovim monoksidom, predvsem na katalizatorju iz železovega oksida. Reakcija je uporabna tudi za industrijsko proizvodnjo ogljikovega dioksida (CO2):

CO + H2O → CO2 + H2

Delna oksidacija ogljikovodikov in premoga[uredi | uredi kodo]

Naslednja pomembna postopka pridobivanje vodika sta delna oksidacija ogljikovodikov:[75]

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

in premoga:[74]

C + H2O → CO + H2

Vodik se pogosto industrijsko proizvaja na mestu njegove porabe brez predhodnega ločevanja nastalih plinov. Takšen primer je Haber-Boschov postopek za sintezo amonijaka, v katerem se vodik pridobiva iz naravnega plina.[76]

Elektroliza slanice[uredi | uredi kodo]

Vodik je stranski proizvod pri proizvodnji klora z elektrolizo raztopine kuhinjske soli:[77]

2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

Termokemični postopki[uredi | uredi kodo]

Znanih je več kot dvesto termokemičnih cikličnih procesov, uporabnih za razgrajevanje vode. Nekaj več kot deset procesov, ki za pridobivanje vodika namesto električne energije uporabljajo toploto, se še raziskuje in preskuša.[78] Med slednje spadajo cikli železovega oksida, cerovega(IV)-cerovega(III) oksida, cinka-cinkovega oksida, žvepla-joda, bakra-joda in hibridni žveplov cikel. Številni laboratoriji v Franciji, Nemčiji, Grčiji, Japonski, ZDA in drugod razvijajo termokemične metode za proizvodnjo vodika iz sončne energije in vode.[79]

Anaerobna korozija[uredi | uredi kodo]

V anaerobnih pogojih se železo in jeklo počasi oksidirata s protoni iz vode in jo hkrati reducirata v molekularni vodik H2. Med anaerobno korozijo železa nastane najprej železov(II) hidroksid (zelena rja):

Fe + 2 H2O → Fe(OH)2 + H2

V nadaljevanju procesa se Fe(OH)2 pod anaerobnimi pogoji lahko oksidira s protoni iz vode in tvori magnetit in molekularni vodik (Schikorrjeva reakcija): 3 Fe(OH)2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2

Dobro kristaliziran magnetit (Fe3O4) je termodinamsko bolj stabilen od železovega(II) hidroksida (Fe(OH)2).

Proces anaerobne korozije železa in jekla poteka v podtalnici, ki ne vsebuje kisika, in v reducirajočih zemljah pod vodno gladino.

Geološka najdišča: serpentinizacija[uredi | uredi kodo]

Globoko v Zemljini skorji brez prisotnosti atmosferskega kisika nastaja vodik v procesu serpentinizacije z anaerobno oksidacijo železovega(II) silikata, prisotnega v kristalni rešetki fajalita, s protoni iz vode. V reakciji nastajajo magnetit (Fe3O4), kremen (SiO2) in vodik (H2):

3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2

Reakcija je zelo podobna Schikorrjevi reakciji pri anaerobni oksidaciji železovega(II) oksida v stiku z vodo.

Električni transformatorji[uredi | uredi kodo]

Med plini, ki nastajajo v slabo izoliranih transformatorjih, je najpogostejši vodik, ki nastaja v najbolj slabo izoliranih transformatorjih in je zato prvi indikator njihove iztrošenosti.[80]

Ksiloza[uredi | uredi kodo]

Leta 2014 so odkrili, da lahko encimi pri 50 °C in atmosferskem tlaku razgradijo ksilozo v vodik. Izkoristek je skoraj 100 %. V proces je vključenih 13 encimov vključno s sicer neobičajno polifosfatno ksilulokinazo (XK).[81][82]

Uporaba[uredi | uredi kodo]

Kemijski in fizikalni procesi[uredi | uredi kodo]

Velike količine vodika porabita petrokemijska in kemijska industrija, predvsem za obdelavo fosilnih goriv in proizvodnjo amonijaka. Med procese v petrokemijski idustriji spadajo hidrodealkilacija, hidrodesulfurizacija in hidrokrekiranje. Vodik se uporablja tudi za hidrogeniranje nenasičenih spojin, na primer nenasičenih maščob in olj za proizvodnjo margarine, sintezo metanola in klorovodikove kisline in redukcijo kovinskih rud.[83]

Vodik je zelo dobro topen v mnogih lantanoidih in prehodnih kovinah[84] in topen v nanokristaliničnih in amorfnih kovinah.[85] Na njegovo topnost vplivajo nepravilnosti in nečistoče v kristalni strukturi.[86] Te lastnosti so uporabne na primer za odstranjevanje sledov vodika s prepihovanjem preko vročih paladijevih diskov, v metalurgiji pa so nezaželene, ker povzročajo krhkost mnogo kovin[5] in zakomplicirajo načrtovanje cevovodov in rezervoarjev.[6]

Vodik se na veliko uporablja tudi v fiziki in inženirstvu, na primer kot zaščitni plin pri atomskem vodikovem varjenju.[87][88] Tekoči vodik se uporablja v kriogenih raziskavah, vključno z raziskavami superprevodnosti.[89] Zaradi majhne gostote (1⁄14 gostote zraka) se uporablja za polnjenje balonov in zračnih ladij.[90]

V več nedavno vpeljanih aplikacijah se čisti vodik ali v zmesi z dušikom uporablja za ugotavljanje tesnosti. Metoda je uporabna v avtomobilski in kemični industriji, energetiki ter v letalski in telekomunikacijski industriji.[91]

Vodik je zaradi svojih antioksidacijskih lastnosti odobren aditiv (E 949) za preskušanje tesnosti embalaže v prehrambeni industriji.[92]

Specifično uporabnost imajo tudi vodikovi izotopi. Devterij se uporablja v CANDU reaktorjih za upočasnjevanje nevtronov in reakcijah zlivanja jeder.[54] Devterijeve spojine se uporabljajo v kemiji in biologiji za preučevanje izotopskega efekta v kemijskih reakcijah.[93] Tricij, ki nastaja v jedrskih reaktorjih, se uporablja za izdelavo vodikovih bomb,[94] kot izotopski sledilec v bioloških znanostih[46] in vir sevanja v svetlečih premazih.[95]

Temperatura trojne točke vodikovega ravnotežja je na mednarodni temperaturni skali (ITS 1990) definirana kot 13,8033 kelvina.[96]

Hladilno sredstvo[uredi | uredi kodo]

Vodik se zaradi majhne gostote in viskoznosti in najvišje specifične toplote in toplotne prevodnosti med vsemi plini uporablja kot hladilno sredstvo za generatorje v električnih centralah.

Energent[uredi | uredi kodo]

Vodik se ne uporablja kot energent, ker se za njegovo pridobivanje porabi več energije, kot se je pri zgorevanju sprosti.[97] Uporablja se samo v gorivnih celicah. Devterij in tricij bi lahko bila uporabna v hipotetičnih komercialnih fuzijskih jedrskih centralah, ki so še daleč od realnosti.[98] Procese zlivanja vodika, ki dajejo energijo Soncu, je na Zemlji težko doseči in obvladovati.[99] Vodik bi se lahko pridobival iz fosilnih virov, na primer metana, vendar so ti viri nevzdržni.[97]

Gostota energije na enoto volumna tako tekočega kot komprimiranega vodika pri vseh uporabnih tlakih je znatno manjša od gostote energije tradicionalnih goriv, čeprav je gostota energije na enoto mase večja.[97] Elementarni vodik se kljub temu obravnava kot eden od možnih bodočih energentov.[100] Vodik zgoreva relativno čisto. Pri tem sicer nastaja nekaj dušikovih oksidov (NOx), vendar nobenega ogljikovega dioksida (CO2).[101] Ključno vlogo za njegovo uporabnost imajo stroški pridobivanja.[102]

Industrija polprevodnikov[uredi | uredi kodo]

V industriji polprevodnikov se vodik uporablja za nasičevanje prekinjenih (visečih) vezi amorfnega silicija in amorfnega ogljika, ki poboljša stabilnost lastnosti materialov.[103] Vodik je tudi potencialni donor elektronov v različnih oksidih, na primer v ZnO,[104][105] SnO2, CdO, MgO,[106] ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 in SrZrO3.[107]

Biološke reakcije[uredi | uredi kodo]

Vodik je produkt nekaterih anaerobnih metabolizmov. Proizvaja ga več mikroorganizmov, običajno v reakcijah, ki jih katalizirajo železo ali nikelj vsebujoči encimi, imenovani hidrogenaze. Encimi katalizirajo reverzibilno redoks reakcijo med H2 in njegovima dvema protonoma in dvema elektronoma. Plinasti vodik nastaja pri prenosu reducirajočih ekvivalentov, ki nastajajo med fermentacijo pirovinske kisline (CH3COCOOH) v vodo.[108]

Razcepljanje vode, v katerem se voda razgradi v protone, elektrone in kisik, se pojavlja v reakcijah s svetlobo v vseh organizmih, v katerih poteka fotosinteza. Nekateri takšni mikroorganizmi, vključno z algo chlamydomonas reinhardtii in cianobakterijami, so razvili drugi korak v temotnih reakcijah, v katerih protone in elektrone reducirajo v plinasti vodik specializirane hidrogenaze v kloroplastu.[109] V zadnjem času se poskuša gensko modificirati cianobakterijske hidrogenaze, da bi učinkovito sintetizirale vodik tudi v prisotnosti kisika.[110] Poskusi potekajo tudi z gensko modificiranimi algami v bioreaktorju.[111]

Varnost[uredi | uredi kodo]

Vodik ima številne nevarne lastnosti, od eksplozivnosti in vnetljivosti v mešanicah z zrakom, do dušljivosti v odsotnosti kisika.[112] Tekoč vodik je v kombinaciji z zelo hladnimi tekočinami kriogen in lahko povzroči ozebline.[113] Topen je v mnogo kovinah in povzroča vodikovo krhkost kovin,[114] ki ima za posledico razpoke v cevovodih in rezervoarjih, iztekanje ter požare in eksplozije.[115] Iztekajoči vodik se v zraku lahko spontano vžge. Plamen je izredno vroč in skoraj neviden, zato ga je s prostim očesom težko opaziti.[116]

Interpretiranje podatkov o vodiku, vključno s podatki v varnostnih listih, motijo številni pojavi. Veliko fizikalnih in kemijskih lastnosti je namreč odvisnih od razmerja med para in orto vodikom. Vzpostavljanje ravnotežja med obema oblikama, za katero veljajo podatki v varnostnih listih, lahko pri dani temperaturi traja tudi več dni ali tednov. Podatki o njegovi eksplozivnosti, na primer kritični eksplozijski tlak in temperatura, so zelo odvisni tudi od geometrije rezervoarjev.[117]

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. ^ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 81. izdaja. CRC Press.
  2. ^ D. Palmer (13. september 1997). Hydrogen in the Universe. NASA. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  3. ^ J. Al-Khalili (21. januar 2010). Discovering the Elements. Chemistry: A Volatile History. BBC. BBC Four.
  4. ^ Hydrogen Basics — Production. Florida Solar Energy Center. 2007. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  5. ^ 5,0 5,1 H.C. Rogers (1999). Hydrogen Embrittlement of Metals. Science 159 (3819): 1057–1064. Bibcode: 1968Sci...159.1057R. doi: 10.1126/science.159.3819.1057. PMID 17775040.
  6. ^ 6,0 6,1 C.H. Christensen, J.K. Nørskov, T. Johannessen (9. julij 2005). Making society independent of fossil fuels - Danish researchers reveal new technology. Technical University of Denmark. Pridobljeno 28. marca 2008.
  7. ^ Dihydrogen. University of Southern Maine. Pridobljeno 6. aprila 2009.
  8. ^ M.N. Carcassi, F. Fineschi (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.
  9. ^ Committee on Alternatives and Strategies for Future Hydrogen Production and Use, US National Research Council, US National Academy of Engineering (2004). The Hydrogen Economy: Opportunities, Costs, Barriers, and R&D Needs. National Academies Press. str. 240. ISBN 0-309-09163-2.
  10. ^ P. Patnaik (2007). A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances. Wiley-Interscience. str. 402. ISBN 0-471-71458-5.
  11. ^ Hydrogen flame visibility.
  12. ^ D.D. Clayton (2003). Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium. Cambridge University Press. ISBN 0-521-82381-1.
  13. ^ T. Millar (10. december 2003). Lecture 7: Emission Lines — Examples. PH-3009 (P507/P706/M324) Interstellar Physics. University of Manchester. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  14. ^ D.P. Stern (16. maj 2005).The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. NASA Goddard Space Flight Center (mirror). Pridobljeno 20. decembra 2007.
  15. ^ D.P. Stern 13. februar 2005). Wave Mechanics. NASA Goddard Space Flight Center. Pridobljeno 16. aprila 2008.
  16. ^ Staff (2003). Hydrogen (H2) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen. Universal Industrial Gases, Inc. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  17. ^ V.I. Tikhonov, A.A. Volkov (2002). Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers. Science 296 (5577): 2363. doi: 10.1126/science.1069513. PMID 12089435.
  18. ^ J. Hritz (marec 2006). CH. 6 – Hydrogen. NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  19. ^ M. Shinitzky, A.C. Meir (2006). Ortho-para spin isomers of the protons in the methylene group. Chirality 18 (9): 754–756. doi: 10.1002/chir.20319. PMID 16856167.
  20. ^ Y.Y. Milenko, R.M. Sibileva, M.A. Strzhemechny (1997). Natural ortho-para conversion rate in liquid and gaseous hydrogen. Journal of Low Temperature Physics 107 (1–2): 77–92. Bibcode: 1997JLTP..107...77M. doi: 10.1007/BF02396837.
  21. ^ E. Svadlenak, A.B. Scott (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.
  22. ^ J. Clark (2002). The Acidity of the Hydrogen Halides. Chemguide. Pridobljeno 9. marca 2008.
  23. ^ J.W. Kimball (7. avgust 2003). Hydrogen. Kimball's Biology Pages. Pridobljeno 4. marca 2008.
  24. ^ IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version, Hydrogen Bond.
  25. ^ G. Sandrock (2. maj 2002). Metal-Hydrogen Systems. Sandia National Laboratories. Pridobljeno 20. marca 2008.
  26. ^ 26,0 26,1 Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. Purdue University. Pridobljeno 23. marca 2008.
  27. ^ Organic Chemistry. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. Pridobljeno 23. marca 2008.
  28. ^ Biochemistry. Dictionary.com. Lexico Publishing Group. 2008. Pridobljeno 23. marca 2008.
  29. ^ K. Moers (1920). Investigations on the Salt Character of Lithium Hydride. Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie 113 (191): 179–228. doi: 10.1002/zaac.19201130116.
  30. ^ A.J. Downs, C.R. Pulham (1994). The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation. Chemical Society Reviews 23 (3): 175–184. doi: 10.1039/CS9942300175.
  31. ^ D.F. Hibbs, C. Jones, N.A. Smithies (1999). A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH3P(C6H11)3]. Chemical Communications 2: 185–186. doi: 10.1039/a809279f.
  32. ^ 32,0 32,1 32,2 G.L. Miessler, D.A. Tarr (2003). Inorganic Chemistry (3. izdaja). Prentice Hall. ISBN 0-13-035471-6.
  33. ^ A.M. Okumura, L.I. Yeh, J.F. Myers (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.
  34. ^ G. Perdoncin, G. Scorrano (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.
  35. ^ A. Carrington, R.I. McNab (1989). The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation H+
    3
    . Accounts of Chemical Research 22 (6): 218–222. doi: 10.1021/ar00162a004.
  36. ^ Y.B. Gurov, D.V. Aleshkin, M.N. Behr, S.V. Lapushkin, P.V. Morokhov, V. A. Pechkurov, N. O. Poroshin, V. G. Sandukovsky, M. V. Tel'kushev, B. A. Chernyshev, T. D Tschurenkova (2004). Spectroscopy of superheavy hydrogen isotopes in stopped-pion absorption by nuclei. Physics of Atomic Nuclei 68 (3): 491–497. Bibcode: 2005PAN....68..491G.doi: 10.1134/1.1891200.
  37. ^ A. Korsheninnikov, E. Nikolskii, E. Kuzmin, A. Ozawa, K. Morimoto, F. Tokanai, R. Kanungo, I. Tanihata in drugi (2003). Experimental Evidence for the Existence of 7H and for a Specific Structure of 8He. Physical Review Letters 90 (8): 082501. Bibcode: 2003PhRvL..90h2501K. doi: 10.1103/PhysRevLett.90.082501.
  38. ^ H.C. Urey, F. G. Brickwedde, G. M. Murphy (1933). Names for the Hydrogen Isotopes. Science 78 (2035): 602–603. Bibcode: 1933Sci....78..602U. doi: 10.1126/science.78.2035.602. PMID 17797765.
  39. ^ Y. Oda, H. Nakamura, T. Yamazaki, K. Nagayama, M. Yoshida, S. Kanaya, M. Ikehara (1992). 1H NMR studies of deuterated ribonuclease HI selectively labeled with protonated amino acids. Journal of Biomolecular NMR 2 (2): 137–147. doi: 10.1007/BF01875525. PMID 1330130.
  40. ^ W.J. Broad (11. november 1991). Breakthrough in Nuclear Fusion Offers Hope for Power of Future. The New York Times. Pridobljeno 12. februarja 2008.
  41. ^ T. Gray (2009). The Elements. Black Dog & Leventhal Publishers Inc.
  42. ^ Staff (15. november 2007). Tritium. U.S. Environmental Protection Agency. Pridobljeno 12. februarja 2008.
  43. ^ C. R. Nave (2006). Deuterium-Tritium Fusion. HyperPhysics. Georgia State University. Pridobljeno 8. marca 2008.
  44. ^ C.E. Kendall (1998). Fundamentals of Isotope Geochemistry. US Geological Survey. Pridobljeno 8. marca 2008.
  45. ^ The Tritium Laboratory. University of Miami. 2008. Pridobljeno 8. marca 2008.
  46. ^ 46,0 46,1 A.E. Holte, M.A. Houck, N.L. Collie (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.
  47. ^ P. van der Krogt (5. maj 2005). Hydrogen. Elementymology & Elements Multidict. Pridobljeno 20. decembra 2010.
  48. ^ § IR-3.3.2. Provisional Recommendations. Nomenclature of Inorganic Chemistry. Chemical Nomenclature and Structure Representation Division, IUPAC. Pridobljeno 3. oktobra 2007.
  49. ^ R. Boyle (1672). Tracts written by the Honourable Robert Boyle containing new experiments, touching the relation betwixt flame and air. London.
  50. ^ M. Winter (2007). Hydrogen: historical information. WebElements Ltd. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  51. ^ Why did oxygen supplant phlogiston? Research programmes in the Chemical Revolution. Cambridge Books Online. Cambridge University Press. Pridobljeno 22. oktobra 2011.
  52. ^ Just the Facts—Inventions & Discoveries. School Specialty Publishing. 2005.
  53. ^ 53,0 53,1 Hydrogen. Van Nostrand's Encyclopedia of Chemistry. Wylie-Interscience. 2005. str. 797–799. ISBN 0-471-61525-0.
  54. ^ 54,00 54,01 54,02 54,03 54,04 54,05 54,06 54,07 54,08 54,09 54,10 J. Emsley (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. str. 183–191. ISBN 0-19-850341-5.
  55. ^ A. Stwertka (1996). A Guide to the Elements. Oxford University Press. str. 16–21. ISBN 0-19-508083-1.
  56. ^ A chronological history of electrical development from 600 B.C.. Archive.org. Pridobljeno 6. aprila 2009.
  57. ^ NTS-2 Nickel-Hydrogen Battery Performance 31. Aiaa.org. Pridobljeno 6. aprila 2009.
  58. ^ A.G. Jannette, J.S. Hojnicki, D.B. McKissock, J. Fincannon, T.W. Kerslake, C.D. Rodriguez (2004 (2002)). Validation of international space station electrical performance model via on-orbit telemetry. IECEC '02. 2002 37th Intersociety Energy Conversion Engineering Conference, 2002. str. 45–50. doi: 10.1109/IECEC.2002.1391972. ISBN 0-7803-7296-4. Pridobljeno 11. novembra 2011.
  59. ^ P.M. Anderson, J.W. Coyne, (2002). A lightweight, high reliability, single battery power system for interplanetary spacecraft 5. str. 5–2433. doi: 10.1109/AERO.2002.1035418. ISBN 0-7803-7231-X.
  60. ^ Mars Global Surveyor. Astronautix.com. Pridobljeno 6. aprila 2009.
  61. ^ Hubble servicing mission 4 essentials.
  62. ^ Extending Hubble's mission life with new batteries.
  63. ^ B. Crepeau (1. januar 2006). Niels Bohr: The Atomic Model. Great Scientific Minds (Great Neck Publishing). ISBN 1-4298-0723-7.
  64. ^ R. Berman, A. H. Cooke, R. W. Hill (1956). Cryogenics. Annual Review of Physical Chemistry 7: 1–20. Bibcode: 1956ARPC....7....1B. doi: 10.1146/annurev.pc.07.100156.000245.
  65. ^ S. Gagnon. Hydrogen. Jefferson Lab. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  66. ^ H. Haubold, A. M. Mathai (15. november 2007). Solar Thermonuclear Energy Generation. Columbia University. Pridobljeno 12, februarja 2008.
  67. ^ L.J. Storrie-Lombardi, A.M. Wolfe (2000). Surveys for z>3 Damped Lyman-alpha Absorption Systems: the Evolution of Neutral Gas. Astrophysical Journal 543 (2): 552–576. arXiv:astro-ph/0006044. Bibcode: 2000ApJ...543..552S. doi: 10.1086/317138.
  68. ^ M. Dresselhaus in drugi (15. maj 2003). Basic Research Needs for the Hydrogen Economy. Argonne National Laboratory, U.S. Department of Energy, Office of Science Laboratory. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  69. ^ W.H. Berger (15. november 2007). The Future of Methane. University of California, San Diego. Pridobljeno 12. februarja 2008.
  70. ^ McCall Group, Oka Group (22. april 2005). H3+ Resource Center. Universities of Illinois and Chicago. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  71. ^ H. Helm in drugi. Coupling of Bound States to Continuum States in Neutral Triatomic Hydrogen. Department of Molecular and Optical Physics, University of Freiburg, Germany. Pridobljeno 25. novembra 2008.
  72. ^ B. Kruse, S. Grinna,C. Buch (2002). Hydrogen Status og Muligheter. Bellona. Pridobljeno 12 februar 2008.
  73. ^ E. Venere (15. maj 2007). New process generates hydrogen from aluminum alloy to run engines, fuel cells. Purdue University. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  74. ^ 74,0 74,1 D. W. Oxtoby (2002). Principles of Modern Chemistry (5. izdaja ). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035373-4.
  75. ^ Hydrogen Properties, Uses, Applications. Universal Industrial Gases, Inc. 2007. Pridobljeno 11. marca 2008.
  76. ^ E. Funderburg (2008). Why Are Nitrogen Prices So High?. The Samuel Roberts Noble Foundation. Pridobljeno 11. marca 2008.
  77. ^ A. Lees (2007). Chemicals from salt. BBC, 26. oktober 2007. Pridobljeno 11. marca 2008.
  78. ^ Development of solar-powered thermochemical production of hydrogen from water.
  79. ^ R. Perret, Development of Solar-Powered Thermochemical Production of Hydrogen from Water. DOE Hydrogen Program. 2007 Pridobljeno 17. maja 2008.
  80. ^ M.M. Hirschler (2000). Electrical Insulating Materials: International Issues. ASTM International. str. 89–. ISBN 978-0-8031-2613-8. Pridobljeno 13. julija 2012.
  81. ^ Virginia Tech team develops process for high-yield production of hydrogen from xylose under mild conditions. Green Car Congress. 3. april 2013. doi: 10.1002/anie.201300766. Pridobljeno 22. januarja 2014.
  82. ^ J.S. Martín Del Campo, J. Rollin, S. Myung, Y. Chun, S. Chandrayan, R. Patiño, M. W. Adams, Y. -H. P. Zhang (2013). High-Yield Production of Dihydrogen from Xylose by Using a Synthetic Enzyme Cascade in a Cell-Free System. Angewandte Chemie International Edition 52 (17): 4587. doi: 10.1002/anie.201300766.
  83. ^ Hydrogen Chemistry Operations (15. december 2003). Los Alamos National Laboratory. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  84. ^ T. Takeshita, Wallace, R.S. Craig (1974). Hydrogen solubility in 1:5 compounds between yttrium or thorium and nickel or cobalt. Inorganic Chemistry 13 (9): 2282–2283. doi: 10.1021/ic50139a050.
  85. ^ R. Kirchheim, T. Mutschele, W. Kieninger, H. Gleiter, R. Birringer, T. Koble (1988). Hydrogen in amorphous and nanocrystalline metals. Materials Science and Engineering 99: 457–462. doi: 10.1016/0025-5416(88)90377-1.
  86. ^ R. Kirchheim (1988). Hydrogen solubility and diffusivity in defective and amorphous metals. Progress in Materials Science 32 (4): 262–325. doi:10.1016/0079-6425(88)90010-2.
  87. ^ A. Durgutlu (2003). Experimental investigation of the effect of hydrogen in argon as a shielding gas on TIG welding of austenitic stainless steel. Materials & Design 25 (1): 19–23. doi:10.1016/j.matdes.2003.07.004.
  88. ^ Atomic Hydrogen Welding. Specialty Welds. 2007. Pridobljeno 16. julija 2011
  89. ^ W,N. Hardy (2003). From H2 to cryogenic H masers to HiTc superconductors: An unlikely but rewarding path. Physica C: Superconductivity. 388–389: 1–6. Bibcode: 2003PhyC..388....1H. doi: 10.1016/S0921-4534(02)02591-1.
  90. ^ M. Barnes (2004). LZ-129, Hindenburg. The Great Zeppelins. Pridobljeno 18. marca 2008
  91. ^ M. Block (3. september 2004). Hydrogen as Tracer Gas for Leak Detection. 16th WCNDT 2004. Montreal, Canada: Sensistor Technologies. Pridobljeno 25. marca 2008.
  92. ^ Report from the Commission on Dietary Food Additive Intake (PDF). Evropska skupnost. Pridobljeno 5. februarja 2008
  93. ^ J. Reinsch, A. Katz, J. Wean, G. Aprahamian, J.T. MacFarland (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.
  94. ^ K.D. Bergeron (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.
  95. ^ C.T. Quigg (marec 1984). Tritium Warning. Bulletin of the Atomic Scientists 40 (3): 56–57.
  96. ^ International Temperature Scale of 1990 (PDF). Procès-Verbaux du Comité International des Poids et Mesures. 1989. str. T23–T42. Pridobljeno 25. marca 2008.
  97. ^ 97,0 97,1 97,2 J. McCarthy (31. december 1995). Hydrogen. Stanford University. Pridobljeno 14. marca 2008.
  98. ^ Nuclear Fusion Power. World Nuclear Association. Maj 2007. Pridobljeno 16. marca 2008.
  99. ^ Chapter 13: Nuclear Energy — Fission and Fusion. Energy Story. California Energy Commission. 2006. Pridobljeno 14. marca 2008.
  100. ^ DOE Seeks Applicants for Solicitation on the Employment Effects of a Transition to a Hydrogen Economy. Hydrogen Program. US Department of Energy. 22. marec 2006. Pridobljeno 16. marca 2008.
  101. ^ Carbon Capture Strategy Could Lead to Emission-Free Cars. Georgia Tech. 11. februar 2008. Pridobljeno 16. marca 2008.
  102. ^ J.J. Romm (2004). The Hype About Hydrogen: Fact And Fiction In The Race To Save The Climate. 1. izdaja. Island Press. ISBN 1-55963-703-X.
  103. ^ P. G. Le Comber, D. I. Jones, W. E. Spear (1977). Hall effect and impurity conduction in substitutionally doped amorphous silicon. Philosophical Magazine 35 (5): 1173–1187. Bibcode: 1977PMag...35.1173C. doi: 10.1080/14786437708232943.
  104. ^ C.G. Van de Walle (2000). Hydrogen as a cause of doping in zinc oxide. Physical Review Letters 85 (5): 1012–1015. Bibcode: 2000PhRvL..85.1012V. doi: 10.1103/PhysRevLett.85.1012. PMID 10991462.
  105. ^ A. Janotti, C.G. Van De Walle (2007). Hydrogen multicentre bonds. Nature Materials 6 (1): 44–47. Bibcode: 2007NatMa...6...44J. doi: 10.1038/nmat1795. PMID 17143265.
  106. ^ C. Kilic, A. Zunger (2002). n-type doping of oxides by hydrogen. Applied Physics Letters 81 (1): 73–75. Bibcode: 2002ApPhL..81...73K. doi: 10.1063/1.1482783.
  107. ^ P. W. Peacock, J. Robertson (2003). Behavior of hydrogen in high dielectric constant oxide gate insulators. Applied Physics Letters 83 (10): 2025–2027. Bibcode: 2003ApPhL..83.2025P. doi: 10.1063/1.1609245.
  108. ^ R. Cammack, R.L. Robson (2001). Hydrogen as a Fuel: Learning from Nature. Taylor & Francis Ltd. str. 202–203. ISBN 0-415-24242-8.
  109. ^ O. Kruse, J. Rupprecht, K.-P. Bader, S. Thomas-Hall, P. M. S.; Schenk, G. Finazzi, B. Hankamer (2005). Improved photobiological H2 production in engineered green algal cells. The Journal of Biological Chemistry 280 (40): 34170–7. doi: 10.1074/jbc.M503840200. PMID 16100118.
  110. ^ H.O. Smith, Q. Xu (2005). IV.E.6 Hydrogen from Water in a Novel Recombinant Oxygen-Tolerant Cyanobacteria System (PDF). FY2005 Progress Report. United States Department of Energy. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  111. ^ C. Williams (24. februar 2006). Pond life: the future of energy. Science (The Register). Pridobljeno 24. marca 2008.
  112. ^ W. J. Brown in drugi (1997). Safety Standard for Hydrogen and Hydrogen Systems (PDF). NASA. Pridobljeno 5. februarja 2008.
  113. ^ Liquid Hydrogen MSDS (PDF). Praxair, Inc. September 2004. Pridobljeno 16. aprila 2008.
  114. ^ Bugs and hydrogen embrittlement. Science News (Washington, D.C.) 128 (3): 41. 20. julij 1985. doi: 10.2307/3970088. JSTOR 3970088.
  115. ^ B. Hayes. Union Oil Amine Absorber Tower. TWI. Pridobljeno 29. januarja 2010.
  116. ^ Hydrogen Safety. Humboldt State University. Pridobljeno 14. aprila 2010.
  117. ^ W.J. Brown (1997). Safety Standard for Hydrogen and Hydrogen Systems. NASA. Pridobljeno 5. februarja 2008.

Glej tudi[uredi | uredi kodo]

Zunanje povezave[uredi | uredi kodo]