VANDENILIS: ISTORIJA, STRUKTŪRA, SAVYBĖS IR PANAUDOJIMAS - CHEMIJA - 2025

Vandenilis yra cheminis elementas, kuris yra, išreikšta simboliu, H. atomas yra mažiausias iš visų ir yra vienas , kuris prasideda periodinės lentelės, nesvarbu, kur yra pastatytas. Jis susideda iš bespalvės dujos sudarė dviatomė H ₂ molekulių , ne izoliuotas H atomų; kaip ir su taurosiomis dujomis Jis, Ne, Ar, be kitų.

Iš visų elementų jis, ko gero, yra emblematiškiausias ir išskirtiniausias ne tik dėl savo savybių antžeminėse ar drastiškose sąlygose, bet ir dėl didžiulės junginių gausos ir įvairovės. Vandenilis yra dujos, nors ir inertiškos nesant ugniai, degios ir pavojingos; o vanduo, H ₂ O, yra universalus ir gyvybiškai naudingas tirpiklis.

Raudoni balionai, naudojami vandeniliui laikyti. Šaltinis: Famartinas

Pats vandenilis neparodo jokių vaizdinių ypatumų, kuriais verta žavėtis, nes tai yra tiesiog dujos, laikomos balionuose ar raudonuose buteliuose. Tačiau vandenilis yra ypatingas dėl jo savybių ir galimybės jungtis su visais elementais. Ir visa tai, nepaisant to, kad jis turi tik vieną valentinį elektroną.

Jei vandenilis nebūtų laikomas atitinkamuose balionuose, jis išeitų į kosmosą, o didžioji jo dalis reaguotų kylant. Ir nors jo koncentracija ore, kuriuo kvėpuojame, ne Žemėje ir likusioje Visatos dalyje, yra labai maža, jis yra gausiausias elementas, randamas žvaigždėse ir laikomas jo konstrukcijos vienetu.

Kita vertus, Žemėje ji sudaro apie 10% visos jos masės. Norint vizualizuoti, ką tai reiškia, reikia atsižvelgti į tai, kad planetos paviršius yra praktiškai padengtas vandenynais, o vandenilis, be to, yra visų gyvų būtybių sudėtyje, jame yra mineralų, žalios naftos ir bet kurio organinio junginio.

Kaip ir anglis, visos biomolekulės (angliavandeniai, baltymai, fermentai, DNR ir kt.) Turi vandenilio atomus. Todėl yra daug šaltinių, kaip jį išgauti ar pagaminti; tačiau tik nedaugelis atstovauja tikrai pelningiems gamybos metodams.

Istorija

Identifikacija ir vardas

Nors 1671 m. Robertas Boyle'as pirmą kartą stebėjo dujas, susidariusias, kai geležies drožlės reagavo su rūgštimis, 1766 m. Britų mokslininkas Henry Cavendish nustatė, kad tai yra nauja medžiaga; „degus oras“.

Cavendishas nustatė, kad degant šiam tariamai degiam orui, susidarė vanduo. Remdamasis savo darbu ir rezultatais, 1783 m. Prancūzų chemikas Antoine'as Lavoisier šioms dujoms suteikė vandenilio pavadinimą. Etiologiškai jos reikšmė kyla iš graikų žodžių 'hydro' ir 'genai': sudaro vandenį.

Elektrolizė ir kuras

Netrukus po to, 1800 m., Amerikiečių mokslininkai Williamas Nicholsonas ir seras Anthony Carlisle'as atrado, kad vanduo gali suskaidyti į vandenilį ir deguonį; jie rado vandens elektrolizę. Vėliau, 1838 m., Šveicarų chemikas Christianas Friedrichas Schoenbeinas pateikė idėją panaudoti vandenilio degimą, kad būtų galima gaminti elektrą.

Vandenilio populiarumas buvo toks, kad net rašytojas Julesas Verne'as savo knygoje „Paslaptingoji sala“ (1874) užsiminė apie tai kaip ateities kurą.

Isolation

1899 m. Škotų chemikas Jamesas Dewardas pirmasis išskyrė vandenilį kaip suskystintas dujas, pats sugebėdamas jį pakankamai atvėsinti, kad gautų jo kietąją fazę.

Du kanalai

Nuo to laiko vandenilio istorija pateikia du kanalus. Viena vertus, jos plėtra degalų ir baterijų srityje; ir, kita vertus, supratimas apie jo atomo struktūrą ir kaip jis vaizduoja elementą, kuris atvėrė duris kvantinei fizikai.

Struktūra ir elektroninė konfigūracija

Diatominė vandenilio molekulė. Šaltinis: „Benjah-bmm27“

Vandenilio atomai yra labai maži ir turi tik vieną elektroną, kad sudarytų kovalentinius ryšius. Kai dvi iš šių atomų prisijungti, jie pakilti iki Dviatomių molekulės, H ₂ ; tai molekulinės vandenilio dujos (vaizdas viršuje). Kiekviena balta sfera atitinka atskirą H atomą, o pasaulinė sfera - prie molekulinių orbitų.

Taigi, vandenilio tikrųjų sudaro labai mažą H ₂ molekules , kurios sąveikauja per Londoną sklaidos jėgas, nes jiems trūksta dipolio momentą, nes jie yra homonuclear. Todėl jie yra labai „neramūs“ ir greitai plinta kosmose, nes nėra pakankamai stiprių tarpmolekulinių jėgų, kad juos sulėtinčiau.

Vandenilio elektronų konfigūracija yra tiesiog 1s ¹ . Ši orbita, 1s, yra žinomos vandenilio atomo Schrödingerio lygties sprendimo rezultatas. H2 _atveju du 1s orbitalės persidengia, sudarydami du molekulinius orbitalius: vieną sukibimą, o kitą sukibimą, pagal molekulinės orbitalės teoriją (TOM).

Šie orbitalės leisti arba paaiškinti jonų buvimą H ₂ ⁺ arba H ₂ ^- ; Tačiau, vandenilis chemijos yra apibrėžta normaliomis sąlygomis H ₂ arba H ⁺ arba H ^- jonų .

Oksidacijos skaičiai

Pagal vandenilio elektronų konfigūraciją 1s ¹ labai lengva numatyti galimus jo oksidacijos skaičius; žinoma, turint omenyje, kad aukštesnės energijos 2s orbitalė nėra įmanoma cheminiams ryšiams. Taigi bazinėje būsenoje vandenilio oksidacijos skaičius yra 0, H ⁰ .

Jei jis praranda savo vienintelį elektroną, 1s orbitalė lieka tuščia ir vandenilio katijonas arba jonas, H ⁺ , susidaro su dideliu judrumu beveik bet kurioje skystoje terpėje; ypač vanduo. Tokiu atveju jo oksidacijos skaičius yra +1.

O kai įvyks priešingai, tai yra, įgydamas elektroną, orbitalė dabar turės du elektronus ir taps 1s ² . Tuomet oksidacijos skaičius tampa -1 ir atitinka hidrido anijoną, H ^- . Verta paminėti, kad H ^- yra izoelektroninis tauriųjų dujų heliui, He; tai yra, abi rūšys turi tą patį elektronų skaičių.

Apibendrinant, oksidacijos numeriai vandenilį yra: 1, 0 ir -1 ir iš H molekulė ₂ turi kaip turintis du vandenilio atomus H ⁰ .

Fazės

Geriausia vandenilio fazė, bent jau sausumos sąlygomis, yra dujinė, dėl anksčiau veiktų priežasčių. Tačiau, kai temperatūra sumažėja -200 ° C laipsniu arba jei slėgis padidėja šimtus tūkstančių kartų nei atmosferos atmosferoje, vandenilis gali atitinkamai kondensuotis arba kristalizuotis į skystą arba kietą fazę.

Tokiomis sąlygomis, H ₂ molekulės gali būti suderintas įvairiais būdais, apibrėžiančių struktūrinių modelius. Londono sklaidos jėgos dabar tampa labai kryptinės, todėl atsiranda H ₂ porų priimtos geometrijos ar simetrijos .

Pavyzdžiui, dvi poros H ₂ , tai lygu rašymui (H ₂ ) _2, apibrėžti simetrišką arba asimetrišką kvadratą. Tuo tarpu, trijų H ₂ , arba (H ₂ ) ₃ poros apibrėžti šešiakampį, labai panašios į anglies grafito kristalai. Tiesą sakant, ši šešiakampė fazė yra pagrindinė arba stabiliausia kieto vandenilio fazė.

O kas, jei kietą medžiagą sudarytų ne molekulės, o H atomai? Tada mes dirbtume su metaliniu vandeniliu. Šie H atomai, primenantys baltas sferas, gali apibūdinti ir skystąją fazę, ir metalinę kietąją medžiagą.

Savybės

Fizinė išvaizda

Vandenilis yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Taigi nuotėkis gali sukelti sprogimą.

Virimo taškas

-253 ° C.

Lydymosi temperatūra

-259 ° C.

Pliūpsnio temperatūra ir stabilumas

Jis sprogsta praktiškai bet kurioje temperatūroje, jei šalia dujų yra kibirkštis ar šilumos šaltinis, net saulės spinduliai gali uždegti vandenilį. Tačiau tol, kol jos gerai laikomos, jos yra mažai reaktyvios dujos.

Tankis

0,082 g / L Jis yra 14 kartų lengvesnis už orą.

Tirpumas

1,62 mg / L, esant 21 ºC temperatūrai. Paprastai jis netirpus daugumoje skysčių.

Garų slėgis

1,24 · 10 ⁶ mmHg esant 25 ° C temperatūrai. Ši vertė leidžia susidaryti įspūdį, kokie vandenilio balionai turi būti uždaryti, kad neliktų dujų.

Savaiminio užsidegimo temperatūra

560v ° C.

Elektronegatyvumas

2.20 pagal Paulingo skalę.

Degimo šiluma

-285,8 kJ / mol.

Garinimo šiluma

0,90 kJ / mol.

Lydymosi šiluma

0,117 kJ / mol.

Izotopai

„Normalus“ vandenilio atomas yra protium, ¹ H, kuris sudaro apie 99,985% vandenilio. Kiti du izotopai už šio elemento yra deuterio, ² , yra H, ir tritis, ³ H. Tai skiriasi neutronų skaičius; deuteris turi vieną neutroną, o triis - du.

Spin izomerai

Yra dviejų tipų molekulinio vandenilio, H ₂ : orto ir para. Pirmajame, abu H atomų (protono) sukiniai yra nukreipti ta pačia kryptimi (jie yra lygiagrečiai); tuo tarpu antrame - du sukiniai yra priešingomis kryptimis (jie yra antiparalleliai).

Vandenilio para yra stabilesnis iš dviejų izomerų; tačiau didėjant temperatūrai orto: para santykis tampa 3: 1, tai reiškia, kad vandenilio ir orto izomeras vyrauja virš kito. Esant labai žemai temperatūrai (nuotoliniu būdu arti absoliučiojo nulio, 20 K), galima gauti gryno vandenilio para mėginius.

Nomenklatūra

Vandenilio nomenklatūra yra viena iš paprasčiausių; nors tai ne tas pats būdas jo neorganiniams ar organiniams junginiams. H ₂ gali būti vadinamas šie pavadinimai be "vandenilio":

-Molekulinis vandenilis

-Dihidrogenas

-Diatominė vandenilio molekulė.

H ⁺ jonų pavadinimai yra protonas arba vandenilio jonas; ir jei jis yra vandeninėje terpėje, H ₃ O ⁺ , hidronio katijonas. O H ^- jonas yra hidrido anijonas.

Vandenilio atomas

Vandenilio atomas, kurį vaizduoja Bohro planetinis modelis. Šaltinis: „Pixabay“.

Vandenilio atomas yra paprasčiausias iš visų ir paprastai vaizduojamas taip, kaip pavaizduota aukščiau: branduolys su vienu protonu ( ¹ H), apsuptas elektrono, kuris nubrėžia orbitą. Ant šio atomo buvo sukonstruotos ir įvertintos visos kitų periodinės lentelės elementų atominės orbitos.

Dabartiniam atomų supratimui labiau tikimasi, kad sfera yra periferija, apibrėžta elektronu ir tikimybiniu elektrono debesiu (jo 1s orbita).

Kur rasti ir gaminti

Žvaigždžių laukas: neišsenkantis vandenilio šaltinis. Šaltinis: „Pixabay“.

Vandenilis, nors ir mažesniu mastu, palyginti su anglimi, yra cheminis elementas, apie kurį, be abejo, galima pasakyti, kad jis visur yra; ore, sudarantį vandens, kuris užpildo jūras, vandenynus ir mūsų kūnus, dalį žalios naftos ir mineralų, taip pat organinių junginių, kurie surinkti gyvybės atsiradimui.

Tiesiog nugręžkite bet kurią junginių biblioteką, kad juose rastumėte vandenilio atomus.

Klausimas yra ne tiek daug, kiek, o kaip yra. Pavyzdžiui, molekulė H ₂ yra toks lakus ir reaktyviosios į saulės spindulių, kurie yra labai mažas atmosferoje dažnis; todėl reaguoja į kitus elementus ir taip įgauna stabilumą.

Nors vandenilis yra aukščiau kosmoso, jame vyrauja neutralūs atomai, H.

Iš tikrųjų vandenilis metalinėje ir kondensuotoje fazėse laikomas žvaigždžių statybiniu vienetu. Jų yra neišmatuojamų kiekių ir dėl savo tvirtumo ir didelių matmenų jie daro šį elementą gausiausiu visoje visatoje. Manoma, kad 75% žinomų medžiagų atitinka vandenilio atomus.

natūralus

Surinkti vandenilio atomus laisvai kosmose skamba nepraktiškai, o jų ištraukimas iš Saulės ar miglotų pakraščių yra nepasiekiamas. Žemėje, kur jo sąlygos verčia šį elementą egzistuoti kaip H ₂ , jis gali būti gaminamas natūraliais ar geologiniais procesais.

Pavyzdžiui, vandenilis turi savo natūralų ciklą, kuriame tam tikros bakterijos, mikrobai ir dumbliai gali jį generuoti per fotochemines reakcijas. Natūralių procesų masto didinimas ir lygiagretus procesas apima bioreaktorių naudojimą, kai bakterijos maitinasi angliavandeniliais, kad išlaisvintų juose esantį vandenilį.

Gyvi dalykai taip pat yra vandenilio gamintojai, bet mažesniu mastu. Jei to nebuvo, negalima paaiškinti, kaip tai yra vienas iš dujinių vidurių pūtimo komponentų; kurios buvo pernelyg įrodytos kaip degios.

Galiausiai verta paminėti, kad anaerobinėmis sąlygomis (be deguonies), pavyzdžiui, požeminiuose sluoksniuose, mineralai gali lėtai reaguoti su vandeniu, kad susidarytų vandenilis. Fayelitos reakcija tai įrodo:

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

Pramoninis

Nors biovandenilis yra alternatyva generuoti šį dujas pramoniniu mastu, dažniausiai naudojamas metodai praktiškai susideda iš, "pašalinant" vandenilio iš junginių, kurių sudėtyje yra ją, taip, kad jos atomai sujungti ir sudaro H ₂ .

Mažiausiai ekologiški jo gamybos būdai yra kokso (arba anglies) reakcija su perkaitintu garu:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Taip pat šiam tikslui buvo naudojamos gamtinės dujos:

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

Kadangi kokso ar gamtinių dujų kiekis yra didelis, naudinga gaminti vandenilį pagal bet kurią iš šių dviejų reakcijų.

Kitas vandenilio gavimo būdas yra vandens elektrinis išleidimas, kad jis suskaidytų į jo elementines dalis (elektrolizė):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

Laboratorijoje

Molekulinį vandenilį galima paruošti nedideliais kiekiais bet kurioje laboratorijoje. Norėdami tai padaryti, aktyvus metalas turi būti sureaguotas su stipria rūgštimi arba laboratorinėje stiklinėje, arba mėgintuvėlyje. Stebimas burbuliavimas yra aiškus vandenilio susidarymo ženklas, pavaizduotas šia bendra lygtimi:

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

Kur n yra metalo valentingumas. Pavyzdžiui, magnio reaguoja su H ⁺ gaminti H ₂ :

Mg (-ai) + 2H ⁺ (aq) → mg ²⁺ (aq) + H ₂ (g)

Reakcijos

Redoksas

Oksidacijos skaičiai patys parodo, kaip vandenilis dalyvauja cheminėse reakcijose. H ₂ , kuomet reaguoja gali likti nepakeistas, arba suskaldyto į H ⁺ arba H ^- jonų , kurios priklauso nuo rūšys jis jungiasi su; jei jie yra daugiau ar mažiau elektroneigiami nei jis.

H ₂ nėra labai reaktyvus dėl to, kad jos kovalentine jungtimi, HH stiprumo; tačiau tai nėra absoliutus kliūtis reaguoti ir sudaryti junginius su beveik visais periodinės lentelės elementais.

Geriausiai žinoma, kad dėl vandens garų susidaro deguonies reakcija:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Ir toks yra jos deguonies trauka suformuoti stabilų vandens molekulę, kad ji gali net reaguoti su juo, kaip O ^2- anijonu tam tikrais metalų oksidų:

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

Sidabro oksidas taip pat reaguoja arba yra „redukuojamas“ ta pačia reakcija:

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

Šios vandenilio reakcijos atitinka redokso tipą. Tai yra redukcija-oksidacija. Vandenilis oksiduojasi ir esant deguoniui, ir metalų, kurių ne toks reaktyvus, metalų oksidai; pavyzdžiui, varis, sidabras, volframas, gyvsidabris ir auksas.

Absorbcija

Kai kurie metalai gali absorbuoti vandenilio dujas, sudarydami metalų hidridus, kurie laikomi lydiniais. Pavyzdžiui, pereinamieji metalai, tokie kaip paladžio, sugeria didelius H2 kiekius _, panašius į metalinius kempinėlius.

Tas pats atsitinka su sudėtingesniais metalo lydiniais. Tokiu būdu vandenilį galima laikyti kitomis nei balionai priemonėmis.

Papildymas

Organinės molekulės taip pat gali „absorbuoti“ vandenilį per skirtingus molekulinius mechanizmus ir (arba) sąveiką.

Metalų, H ₂ molekulės yra apsuptas metalo atomų per jų kristalai; tuo tarpu organinėse molekulėse HH jungtis nutrūksta ir susidaro kiti kovalentiniai ryšiai. Formaliau: vandenilis nėra absorbuojamas, bet pridedamas prie struktūros.

Klasikinis pavyzdys yra H įtraukimas į ₂ į dvigubą arba trigubą jungtį alkenus arba alkinus, atitinkamai:

C = C + H ₂ → HCCH

CC + H ₂ → HC = CH

Šios reakcijos taip pat vadinamos hidrinimu.

Hidrido susidarymas

Vandenilis tiesiogiai reaguoja su elementais, sudarydamas cheminių junginių, vadinamų hididais, šeimą. Jie daugiausia būna dviejų tipų: fiziologinio tirpalo ir molekuliniai.

Taip pat yra metalų hidridų, kuriuos sudaro jau minėti metalų lydiniai, kai šie metalai sugeria vandenilio dujas; ir polimeriniai su tinklais ar jungčių grandinėmis EH, kur E žymi cheminį elementą.

Fiziologinis tirpalas

Fiziologiniame hidridų, vandenilio dalyvauja joninių klijavimui kaip hidrido anijonu, H ^- . Kad tai susiformuotų, elementas būtinai turi būti mažiau elektroneigiamas; priešingu atveju jis neatsisakytų savo elektronų vandeniliui.

Todėl druskos hidridai susidaro tik tada, kai vandenilis reaguoja su labai elektropozitiniais metalais, tokiais kaip šarminiai ir šarminių žemių metalai.

Pavyzdžiui, vandenilis reaguoja su metaliniu natriu, kad gautų natrio hidridą:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Arba su bariu, norint gauti bario hidridą:

Ba (s) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

Molekulinė

Molekuliniai hidridai yra dar geriau žinomi nei joniniai. Jie taip pat vadinami vandenilio halogenidais, HX, kai vandenilis reaguoja su halogenu:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Čia vandenilis dalyvauja kovalentiniame ryšyje kaip H ⁺ ; nes abiejų atomų elektronegatyvumo skirtumai nėra labai dideli.

Pats vanduo gali būti laikomas deguonies hidridu (arba vandenilio oksidu), kurio susidarymo reakcija jau buvo aptarta. Reakcija su siera yra labai panaši, gaunant vandenilio sulfidą, kvepiančią dują:

S (-ai) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Bet iš visų molekulinių hidridų labiausiai žinomas (o galbūt sunkiausiai sintetinamas) yra amoniakas:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Programos

Ankstesniame skyriuje jau buvo kalbama apie vieną pagrindinių vandenilio naudojimo būdų: kaip neorganinę ar organinę žaliavą sintezei plėtoti. Kontroliuoti šias dujas paprastai nėra jokio kito tikslo, kaip tik priversti jas reaguoti kuriant junginius, išskyrus tuos, iš kurių jos buvo išgautos.

Žaliava

- Tai yra vienas iš reagentų amoniako sintezei, kuris, savo ruožtu, yra nesibaigiantis pramoninis pritaikymas, pradedant trąšų gamyba, net kaip medžiaga medžiagoms azotuoti.

- Jis skirtas reaguoti su anglies monoksidu ir tokiu būdu masiškai gaminti metanolį, reagentą, kuris yra labai svarbus biokuruose.

Reduktorius

- Tai reduktorius tam tikriems metalų oksidams, todėl jis naudojamas redukuojant metalurgiją (jau paaiškinta vario ir kitų metalų atveju).

- Sumažinkite riebalų arba aliejaus kiekį, kad gautumėte margariną.

Naftos pramonė

Naftos pramonėje vandenilis yra naudojamas žaliam naftos „hidrinimui“ hidrinant.

Pavyzdžiui, juo siekiama suskaidyti dideles ir sunkias molekules į mažas molekules, kurių paklausa rinkoje yra didesnė (hidrokrekingas); išlaisvinti metalus, įstrigusius petroporfirino narvuose (hidrodemetalizacija); pašalinti sieros atomus kaip H ₂ S (hidrodesulfinime); arba sumažinkite dvigubus ryšius, kad gautumėte mišinius, kuriuose yra daug parafino.

Kuras

Pats vandenilis yra puikus kuras raketoms ar erdvėlaiviams, nes nedidelis jo kiekis, reaguodamas su deguonimi, išskiria didžiulį kiekį šilumos ar energijos.

Mažesniu mastu ši reakcija naudojama kuriant vandenilio elementus ar baterijas. Tačiau šios ląstelės negali tinkamai laikyti šių dujų; ir iššūkis tapti visiškai nepriklausomu nuo iškastinio kuro deginimo.

Kalbant apie teigiamą pusę, vandenilis, naudojamas kaip kuras, išskiria tik vandenį; vietoj dujų, kurios reiškia atmosferos ir ekosistemų taršą.

Nuorodos

1. Šiveris ir Atkinsas. (2008). Neorganinė chemija. (Ketvirtasis leidimas). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui ir Yanming Ma. (Nd). Kietojo vandenilio aukšto slėgio kambario temperatūros struktūros. Valstybinė „Superhard Materials“ laboratorija, Jilino universitetas, Čangčunas 130012, Kinija.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Skystas metalinis vandenilis: Skystos saulės statybinis blokas. Radiologijos katedra, Ohajo valstijos universitetas, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, JAV.
4. Bodnerio grupė. (sf). Vandenilio chemija. Atgauta iš: chemed.chem.purdue.edu
5. Vikipedija. (2019 m.). Vandenilis. Atkurta iš: en.wikipedia.org
6. Vandenilis Europoje. (2017). Vandenilio programos. Atkurta iš: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019 m.). Vandenilis: savybės ir atsiradimas. Tyrimas. Atgauta iš: study.com
8. Jonas Jamesas. (2009 m. Sausio 4 d.). Vandenilio istorija. Atkurta iš: altenergymag.com