ŪDEŅRADIS: VĒSTURE, STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS UN LIETOJUMS - ĶĪMIJA - 2025

Ūdeņradis ir ķīmiskais elements, kas ir pārstāvēta ar simbolu H. atoms ir mazākā no visām un ir viens , kas sākas periodiskā tabula, neatkarīgi no tā, kur ir novietots. Tas sastāv no bezkrāsainas gāzes, ko veido diatomiskas H ₂ molekulas , nevis izolēti H atomi; tāpat kā ar cēlgāzēm Viņš, Ne, Ar, cita starpā.

No visiem elementiem tas, iespējams, ir visspilgtākais un izcilākais ne tikai pēc tā īpašībām zemes vai drastiskos apstākļos, bet arī ar milzīgo savienojumu pārpilnību un daudzveidību. Ūdeņradis ir gāze, kaut arī tā ir inerta ugunsgrēka neesamības gadījumā, viegli uzliesmojoša un bīstama; savukārt ūdens, H ₂ O, ir universāls un dzīves šķīdinātājs.

Sarkani baloni, ko izmanto ūdeņraža uzglabāšanai. Avots: Famartin

Pats par sevi ūdeņradis neizrāda nekādas vizuālas īpatnības, kuras būtu vērts apbrīnot, jo tas ir vienkārši gāze, kas tiek glabāta balonos vai sarkanās pudelēs. Tomēr ūdeņradi padara īpašu tā īpašības un spēja saistīties ar visiem elementiem. Un tas viss, neskatoties uz to, ka tam ir tikai viens valences elektrons.

Ja ūdeņradis netiktu glabāts attiecīgajos balonos, tas izkļūtu kosmosā, kamēr liela daļa tā reaģē uzkāpjot. Un, kaut arī tam ir ļoti maza koncentrācija gaisā, ko elpojam, ārpus Zemes un pārējā Visumā, tas ir visbagātākais elements, kas atrodams zvaigznēs un tiek uzskatīts par tā konstrukcijas vienību.

No otras puses, uz Zemes tas veido apmēram 10% no tās kopējās masas. Lai vizualizētu, ko tas nozīmē, ir jāņem vērā, ka planētas virsma praktiski ir pārklāta ar okeāniem un ka ūdeņradis ir atrodams minerālos, jēlnaftā un jebkuros organiskos savienojumos, turklāt tas ir daļa no visām dzīvajām būtnēm.

Tāpat kā ogleklis, arī visām biomolekulēm (ogļhidrātiem, olbaltumvielām, fermentiem, DNS utt.) Ir ūdeņraža atomi. Tāpēc ir daudz avotu, kā to iegūt vai ražot; tomēr tikai nedaudzi pārstāv patiesi rentablas ražošanas metodes.

Vēsture

Identifikācija un nosaukums

Lai gan 1671. gadā Roberts Boils bija aculiecinieks gāzei, kas izveidojās, kad dzelzs pildījumi reaģēja ar skābēm, britu zinātnieks Henrijs Kavendišs 1766. gadā to identificēja kā jaunu vielu; "viegli uzliesmojošs gaiss".

Kavendišs atklāja, ka tad, kad deg šis it kā viegli uzliesmojošais gaiss, rodas ūdens. Balstoties uz viņa darbu un rezultātiem, franču ķīmiķis Antuāns Lavoisjērs 1783. gadā šai gāzei piešķīra ūdeņraža nosaukumu. Etioloģiski tās nozīme izriet no grieķu vārdiem “hidro” un “gēni”: veido ūdeni.

Elektrolīze un degviela

Drīz pēc tam, 1800. gadā, amerikāņu zinātnieki Viljams Nikolsons un sers Entonijs Kārlails atklāja, ka ūdens var sadalīties ūdeņradī un skābeklī; viņi bija atraduši ūdens elektrolīzi. Vēlāk, 1838. gadā, Šveices ķīmiķis Kristians Frīdrihs Šēnbeins iepazīstināja ar ideju izmantot ūdeņraža sadedzināšanu, lai ražotu elektrību.

Ūdeņraža popularitāte bija tāda, ka pat rakstnieks Jūls Verne savā grāmatā “Noslēpumainā sala” (1874) to sauca par nākotnes degvielu.

Izolācija

1899. gadā skotu ķīmiķis Džeimss Devards pirmais izdalīja ūdeņradi kā sašķidrinātu gāzi, pats būdams tam, kurš to spēja pietiekami atdzesēt, lai iegūtu to cietā fāzē.

Divi kanāli

Kopš šī brīža ūdeņraža vēsture atspoguļo divus kanālus. No vienas puses, tā attīstība degvielu un akumulatoru jomā; un, no otras puses, izpratne par tā atoma struktūru un kā tas attēloja elementu, kas atvēra durvis kvantu fizikai.

Struktūra un elektroniskā konfigurācija

Diatomiskā ūdeņraža molekula. Avots: Benjah-bmm27

Ūdeņraža atomi ir ļoti mazi, un tiem ir tikai viens elektrons, lai veidotu kovalentās saites. Kad divi no šiem atomiem apvienojas, tie rada diatomītu molekulu H ₂ ; šī ir molekulārā ūdeņraža gāze (augšējais attēls). Katra baltā sfēra atbilst atsevišķam H atomam, bet globālā sfēra - molekulārajām orbitālēm.

Tādējādi ūdeņradis faktiski sastāv no ļoti mazām H ₂ molekulām, kas mijiedarbojas caur Londonas izkliedes spēkiem, jo ​​tām trūkst dipola momenta, jo tās ir homonukleāras. Tāpēc tie ir ļoti "nemierīgi" un ātri izkliedējas kosmosā, jo nav pietiekami spēcīgu starpmolekulāru spēku, lai tos palēninātu.

Ūdeņraža elektronu konfigurācija ir vienkārši 1s ¹ . Šī orbitāle, 1s, ir rezultāts, lai atrisinātu slaveno Šrēdingera vienādojumu ūdeņraža atomam. H ₂ vidē divas 1 s orbitāles pārklājas, veidojot divas molekulāras orbitāles: vienu savienojošu un otru pretsaitējošu saskaņā ar molekulārās orbītas teoriju (TOM).

Šie orbitālēm atļaut vai izskaidrot esamību jonu H ₂ ⁺ vai H ₂ ^- ; tomēr, ūdeņradis chemistry ir definēta normālos apstākļos ar H ₂ vai H ⁺ vai H ^- joniem .

Oksidācijas skaitļi

No ūdeņraža elektronu konfigurācijas 1s ¹ ir ļoti viegli paredzēt tā iespējamos oksidācijas skaitļus; protams, paturot prātā, ka 2s orbitāle ar augstāku enerģiju nav pieejama ķīmiskajām saitēm. Tādējādi bazālajā stāvoklī ūdeņraža oksidācijas skaitlis ir 0, H ⁰ .

Ja tas zaudē savu vienīgo elektronu, 1s orbitāle paliek tukša, un ūdeņraža katjons vai jons H ⁺ veidojas ar lielu kustīgumu gandrīz jebkurā šķidrā vidē; it īpaši ūdens. Šajā gadījumā tā oksidācijas skaitlis ir +1.

Un, kad notiks pretējais, tas ir, iegūstot elektronu, orbītā tagad būs divi elektroni un tas kļūs par 1s ² . Tad oksidācijas skaitlis kļūst par -1 un atbilst hidrīda anjonam, H ^- . Ir vērts atzīmēt, ka H ^- ir izoelektronisks cēlgāzes hēlijam, He; tas ir, abām sugām ir vienāds elektronu skaits.

Kopumā, oksidācijas numuri ūdeņradi ir: +1, 0 un -1 un molekula H ₂ ir kā kam ir divi ūdeņraža atomi H ⁰ .

Fāzes

Iepriekš iedarbībai pakļauto iemeslu dēļ vēlamā ūdeņraža fāze, vismaz zemes apstākļos, ir gāzveida. Tomēr, temperatūrai pazeminoties -200 ° C robežās vai ja spiediens palielinās simtiem tūkstošu reižu nekā atmosfēras spiedienam, ūdeņradis var attiecīgi kondensēties vai kristalizēties šķidrā vai cietā fāzē.

Šajos apstākļos H ₂ molekulas var izlīdzināt dažādos veidos, lai definētu struktūras modeļus. Londonas izkliedes spēki tagad kļūst izteikti virziena virzienā, un tāpēc parādās H ₂ pāru pieņemtās ģeometrijas vai simetrijas .

Piemēram, divi pāri H ₂ , tas ir tas, ka vienāds ar rakstīšanu (H ₂ ) ₂ definē simetrisku vai asimetrisku kvadrātu. Tikmēr trīs H ₂ vai (H ₂ ) ₃ pāri nosaka sešstūri, kas ir ļoti līdzīgs oglekļa saturam grafīta kristālos. Faktiski šī sešstūra fāze ir galvenā vai stabilākā cietā ūdeņraža fāze.

Bet ko tad, ja cietvielu veidotu nevis no molekulām, bet no H atomiem? Tad mēs nodarbotos ar metālisko ūdeņradi. Šie H atomi, atceroties baltas sfēras, var noteikt gan šķidru fāzi, gan metālisku cietvielu.

Īpašības

Ārējais izskats

Ūdeņradis ir bezkrāsains, bez smaržas un bez garšas gāze. Tāpēc noplūdes risks rada eksploziju.

Vārīšanās punkts

-253 ° C.

Kušanas punkts

-259 ° C.

Uzliesmošanas temperatūra un stabilitāte

Tas eksplodē praktiski jebkurā temperatūrā, ja tuvu gāzei ir dzirksteles vai siltuma avots, pat saules gaisma var aizdedzināt ūdeņradi. Tomēr, kamēr tā tiek labi uzglabāta, tā ir slikti reaģējoša gāze.

Blīvums

0,082 g / L Tas ir 14 reizes vieglāks par gaisu.

Šķīdība

1,62 mg / L 21 ° C temperatūrā ūdenī. Parasti tas nešķīst vairumā šķidrumu.

Tvaika spiediens

1,24 · 10 ⁶ mmHg 25 ° C temperatūrā. Šī vērtība dod priekšstatu par to, cik aizvērtiem jābūt ūdeņraža baloniem, lai novērstu gāzes izplūšanu.

Pašnoteikšanās temperatūra

560v ° C.

Elektronegativitāte

2.20 pēc Pālinga skalas.

Sadegšanas siltums

-285,8 kJ / mol.

Iztvaikošanas siltums

0,90 kJ / mol.

Saplūšanas karstums

0,117 kJ / mol.

Izotopi

“Parastais” ūdeņraža atoms ir protium, ¹ H, kas veido apmēram 99,985% ūdeņraža. Pārējie divi šī elementa izotopi ir deitērijs, ² H un tritijs, ³ H. Tie atšķiras pēc neitronu skaita; deitērijam ir viens neitrons, bet tritijam ir divi.

Spin izomēri

Ir divu veidu molekulārais ūdeņradis, H ₂ : orto un para. Pirmajā H atomu divi (protona) griezieni ir vērsti vienā virzienā (tie ir paralēli); bet otrajā - divi griezieni ir pretējos virzienos (tie ir antiparalēli).

Ūdeņradis-para ir stabilāks no diviem izomēriem; Bet, temperatūrai paaugstinoties, orto: para attiecība kļūst 3: 1, kas nozīmē, ka ūdeņraža-orto izomērs ir lielāks nekā otrs. Ļoti zemā temperatūrā (attālināti tuvu absolūtai nullei, 20 K) var iegūt tīru ūdeņraža paraugu paraugus.

Nomenklatūra

Nomenklatūra, kas attiecas uz ūdeņradi, ir viena no vienkāršākajām; kaut arī tas neattiecas uz tā neorganiskajiem vai organiskajiem savienojumiem. H ₂ papildus “ūdeņradim” var izsaukt arī ar šādiem nosaukumiem:

-Molekulārais ūdeņradis

-Dihidrogēns

-Diatomiskā ūdeņraža molekula.

H ⁺ joniem to nosaukumi ir protoni vai ūdeņraža joni; un, ja tas atrodas ūdens vidē, H ₃ O ⁺ , hidronija katjons. Kamēr H ^- jons ir hidrīda anjons.

Ūdeņraža atoms

Ūdeņraža atoms, kuru pārstāv Boha planētas modelis. Avots: Pixabay.

Ūdeņraža atoms ir vienkāršākais no visiem un parasti tiek attēlots tāpat kā attēlā iepriekš: kodols ar vienu protonu ( ¹ H), ko ieskauj elektrons, kas ievelk orbītu. Uz šī atoma ir konstruēti un aprēķināti visi atomu orbitāli pārējiem periodiskās tabulas elementiem.

Ticamāks atomu pašreizējās izpratnes atspoguļojums ir sfērai, kuras perifēriju nosaka elektrons un elektrona varbūtības mākonis (tā 1s orbīta).

Kur atrast un produkcija

Zvaigžņu lauks: neizsmeļams ūdeņraža avots. Avots: Pixabay.

Ūdeņradis, kaut arī varbūt mazākā mērā, salīdzinot ar oglekli, ir ķīmiskais elements, par kuru, bez šaubām, var apgalvot, ka tas ir visur; gaisā, veidojot daļu no ūdens, kas piepilda jūras, okeānus un mūsu ķermeņus, jēlnaftā un minerālos, kā arī organiskajos savienojumos, kas ir izveidoti dzīvības radīšanai.

Vienkārši nolaidiet jebkuru savienojumu bibliotēku, lai tajos atrastu ūdeņraža atomus.

Jautājums ir ne tik daudz, cik daudz, bet gan kā tas ir klāt. Piemēram, molekula H ₂ ir tik gaistoša un reaģē saules gaismas ietekmē, kuras atmosfērā ir ļoti maz; tāpēc tas reaģē, lai pievienotos citiem elementiem un tādējādi iegūtu stabilitāti.

Lai arī ūdeņradis atrodas augstāk kosmosā, tas galvenokārt tiek atrasts kā neitrālie atomi, H.

Faktiski ūdeņradis metāliskajā un kondensētajā fāzē tiek uzskatīts par zvaigžņu celtniecības vienību. Tā kā to ir neizmērojami daudz, un tā izturības un kolosālo izmēru dēļ tie padara šo elementu par visbagātāko visā Visumā. Tiek lēsts, ka 75% zināmo vielu atbilst ūdeņraža atomiem.

dabiski

Kosmosā zaudēto ūdeņraža atomu savākšana izklausās nepraktiska, un to iegūšana no Saules vai miglāju perifērijas nav sasniedzams. Uz Zemes, kur tās apstākļi liek šim elementam pastāvēt kā H ₂ , to var iegūt dabiskos vai ģeoloģiskos procesos.

Piemēram, ūdeņradim ir savs dabiskais cikls, kurā noteiktas baktērijas, mikrobi un aļģes to var ģenerēt, izmantojot fotoķīmiskās reakcijas. Dabisko procesu mērogošana un paralēli tiem ietver arī bioreaktoru izmantošanu, kad baktērijas barojas ar ogļūdeņražiem, lai atbrīvotu tajos esošo ūdeņradi.

Dzīvas lietas arī ir ūdeņraža ražotāji, bet mazākā mērā. Ja tas tā nebūtu, nebūtu iespējams izskaidrot, kā tas veido vienu no gāzveida gāzveida komponentiem; kas ir pārmērīgi pierādīts kā viegli uzliesmojošs.

Visbeidzot, ir vērts pieminēt, ka anaerobos apstākļos (bez skābekļa), piemēram, pazemes slāņos, minerāli lēnām reaģē ar ūdeni, veidojot ūdeņradi. Fajeļitas reakcija to pierāda:

3Fe ₂ SiO ₄ + 2 H ₂ O → 2 Fe ₃ O ₄ + 3 SiO ₂ + 3 H ₂

Rūpnieciskā

Lai arī bioūdeņradis ir alternatīva šīs gāzes ražošanai rūpnieciskā mērogā, visbiežāk izmantotās metodes ir ūdeņraža “atdalīšana” no savienojumiem, kas to satur, tā atomi apvienojas un veido H ₂ .

Videi draudzīgākās metodes tā ražošanai ir koksa (vai kokogles) reaģēšana ar pārkarsētu tvaiku:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Tāpat šim mērķim ir izmantota dabasgāze:

CH ₄ (g) + H ₂ O (g) → CO (g) + 3H ₂ (g)

Tā kā koksa vai dabasgāzes daudzums ir milzīgs, ir izdevīgi ražot ūdeņradi kādā no šīm divām reakcijām.

Vēl viena metode ūdeņraža iegūšanai ir elektriskās izlādes pievienošana ūdenim, lai sadalītu tās elementārdaļās (elektrolīze):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

Laboratorijā

Molekulāro ūdeņradi nelielos daudzumos var pagatavot jebkurā laboratorijā. Lai to izdarītu, aktīvais metāls jāreaģē ar spēcīgu skābi vai nu vārglāzē, vai mēģenē. Novērojamā burbuļošana ir skaidra ūdeņraža veidošanās pazīme, ko attēlo šāds vispārējs vienādojums:

M (s) + nH ⁺ (aq) → M ^{n +} (aq) + H ₂ (g)

Kur n ir metāla valence. Piemēram, magnijs reaģē ar H ⁺ , veidojot H ₂ :

Mg (s) + 2H ⁺ (aq) → Mg ²⁺ (aq) + H ₂ (g)

Reakcijas

Redokss

Oksidācijas skaitļi paši par sevi sniedz pirmo ieskatu par to, kā ūdeņradis piedalās ķīmiskās reakcijās. H ₂ , reaģējot var palikt nemainīgs, vai sadalīta H ⁺ vai H ^- jonu atkarībā no tā, kuru suga tas piesaistās ar; ja tie ir vairāk vai mazāk elektronegatīvi nekā tas.

H ₂ nav ļoti reaktīvs savas kovalentās saites HH dēļ; tomēr tas nav absolūts šķērslis tam, lai tas reaģētu un veidotu savienojumus ar gandrīz visiem periodiskās tabulas elementiem.

Tā pazīstamākā reakcija ir ar skābekļa gāzi, kas rada ūdens tvaikus:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Un tāda ir tās afinitāte pret skābekli, veidojot stabilu ūdens molekulu, ka tā pat var reaģēt ar to kā O ^- anjonu noteiktos metāla oksīdos:

H ₂ (g) + CuO (s) → Cu (s) + H ₂ O (l)

Sudraba oksīds arī reaģē vai tiek "reducēts" ar tādu pašu reakciju:

H ₂ (g) + AgO (s) → Ag (s) + H ₂ O (l)

Šīs ūdeņraža reakcijas atbilst redoksa tipam. Tas ir, reducēšana-oksidēšana. Ūdeņradis oksidējas gan skābekļa, gan metālu oksīdu klātbūtnē, kas ir mazāk reaģējoši nekā tas; piemēram, varš, sudrabs, volframs, dzīvsudrabs un zelts.

Absorbcija

Daži metāli var absorbēt ūdeņraža gāzi, veidojot metālu hidrīdus, kurus uzskata par sakausējumiem. Piemēram, pārejas metāli, piemēram, pallādijs, absorbē ievērojamu daudzumu H _2, līdzīgi kā metāliskie sūkļi.

Tas pats notiek ar sarežģītākiem metāla sakausējumiem. Šādā veidā ūdeņradi var uzglabāt, izmantojot citus līdzekļus, nevis tā balonus.

Papildinājums

Organiskās molekulas var arī "absorbēt" ūdeņradi caur dažādiem molekulāriem mehānismiem un / vai mijiedarbību.

Metāliem H ₂ molekulas kristālos ieskauj metālu atomi; kamēr organiskajās molekulās HH saite saplīst, veidojot citas kovalentās saites. Formālākā nozīmē: ūdeņradis netiek absorbēts, bet tiek pievienots struktūrai.

Klasiskās piemērs ir papildinājums H ₂ ar divkāršo vai trīskāršo saiti alkēnus vai alkilēnus, attiecīgi:

C = C + H ₂ → HCCH

C = C + H ₂ → HC = CH

Šīs reakcijas sauc arī par hidrogenēšanu.

Hidrīdu veidošanās

Ūdeņradis tieši reaģē ar elementiem, veidojot ķīmisku savienojumu saimi, ko sauc par hidīdiem. Tie galvenokārt ir divu veidu: fizioloģiskie un molekulārie.

Tāpat ir metāliskie hidrīdi, kas sastāv no jau pieminētajiem metālu sakausējumiem, kad šie metāli absorbē ūdeņraža gāzi; un polimēru ar tīkliem vai saišu ķēdēm EH, kur E apzīmē ķīmisko elementu.

Fāze

Sāls hidrīdos ūdeņradis piedalās jonu savienošanā kā hidrīda anjons, H ^- . Lai tas veidotos, elementam obligāti jābūt mazāk elektronegatīvam; pretējā gadījumā tas neatteiks savus elektronus no ūdeņraža.

Tāpēc sāls hidrīdi veidojas tikai tad, kad ūdeņradis reaģē ar ļoti elektropozitīviem metāliem, piemēram, sārmu un sārmzemju metāliem.

Piemēram, ūdeņradis reaģē ar metālisku nātriju, iegūstot nātrija hidrīdu:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Vai ar bāriju, lai iegūtu bārija hidrīdu:

Ba (s) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

Molekulāri

Molekulārie hidrīdi ir vēl labāk zināmi nekā jonu. Tos sauc arī par ūdeņraža halogenīdiem (HX), kad ūdeņradis reaģē ar halogēnu:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Šeit ūdeņradis piedalās kovalentajā saitē kā H ⁺ ; tā kā atšķirības starp abu atomu elektronegativitātēm nav ļoti lielas.

Pats ūdens var tikt uzskatīts par skābekļa hidrīdu (vai ūdeņraža oksīdu), kura veidošanās reakcija jau ir apskatīta. Reakcija ar sēru ir ļoti līdzīga, iegūstot sērūdeņradi, kas ir smirdoša gāze:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Bet no visiem molekulārajiem hidrīdiem visslavenākais (un, iespējams, visgrūtāk sintezējamais) ir amonjaks:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Lietojumprogrammas

Iepriekšējā sadaļā jau tika apskatīts viens no galvenajiem ūdeņraža lietojumiem: kā neorganiska vai organiska viela sintēzes attīstībai. Šīs gāzes kontrolei parasti nav cita mērķa kā likt tai reaģēt, lai radītu savienojumus, kas nav tie, no kuriem tā tika iegūta.

Izejviela

- Tas ir viens no reaģentiem amonjaka sintēzei, kam savukārt ir bezgalīgs rūpniecisks pielietojums, sākot ar mēslošanas līdzekļu ražošanu, pat kā narkotiku slāpekli saturošu materiālu.

- Ir paredzēts reaģēt ar oglekļa monoksīdu un tādējādi masveidā ražot metanolu - reaģentu, kas ir ļoti svarīgs biodegvielās.

Reduktors

- Tas ir reducējošs līdzeklis noteiktiem metālu oksīdiem, tāpēc to izmanto metalurģiskā reducēšanā (jau paskaidrots vara un citu metālu gadījumā).

- Samaziniet taukus vai eļļas, lai iegūtu margarīnu.

Naftas rūpniecība

Naftas rūpniecībā ūdeņradi izmanto jēlnaftas "hidroterapijai" rafinēšanas procesos.

Piemēram, tas mēģina sadrumstalot lielas un smagas molekulas mazās molekulās ar lielāku pieprasījumu tirgū (hidrokrekinga); atbrīvot metālus, kas ieslodzīti petroporfirīna būros (hidrodemetalizācija); noņemt sēra atomus kā H ₂ S (hidrodesulfurizēšanas); vai samaziniet dubultās saites, lai izveidotu maisījumus, kas bagāti ar parafīniem.

Degviela

Pats ūdeņradis ir lielisks degviela raķetēm vai kosmosa kuģiem, jo ​​neliels tā daudzums, reaģējot ar skābekli, izdala milzīgu siltuma vai enerģijas daudzumu.

Mazākā mērogā šo reakciju izmanto, lai projektētu ūdeņraža elementus vai baterijas. Tomēr šīs šūnas saskaras ar grūtībām, nespējot pareizi uzglabāt šo gāzi; un izaicinājums kļūt pilnīgi neatkarīgam no fosilā kurināmā sadedzināšanas.

Pozitīvā puse ir tāda, ka ūdeņradis, ko izmanto par degvielu, izdala tikai ūdeni; gāzu vietā, kas ir atmosfēras un ekosistēmu piesārņojuma līdzekļi.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui un Yanming Ma. (Nd). Cietā ūdeņraža istabas temperatūras struktūras pie augsta spiediena. Superhard Materiālu valsts galvenā laboratorija, Jilinas universitāte, Čančuņa 130012, Ķīna.
3. Pjērs-Marī Robitaille. (2011). Šķidrs metālisks ūdeņradis: celtniecības bloks šķidrai saulei. Radioloģijas nodaļa, Ohaio štata universitāte, 395. W. 12. Ave, Kolumbs, Ohaio 43210, ASV.
4. Bodnera grupa. (sf). Ūdeņraža ķīmija. Atgūts no: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019. gads). Ūdeņradis. Atgūts no: en.wikipedia.org
6. Ūdeņraža Eiropa. (2017). Ūdeņraža lietojumi. Atgūts no: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019. gads). Ūdeņradis: īpašības un rašanās. Pētījums. Atgūts no: study.com
8. Jonas Džeimss. (2009. gada 4. janvāris). Ūdeņraža vēsture. Atgūts no: altenergymag.com