HIDROJEN: TARIHÇE, YAPI, ÖZELLIKLER VE KULLANIMLAR - KIMYA - 2024

Hidrojen atomu, tüm küçük ve bir sembol H. tarafından temsil edilen bir elementtir bir periyodik tablo, konumlandırılmış bir madde başlar. Bu iki atomlu H oluşur, renksiz bir gaz oluşur ₂ molekülü , izole edilmemiştir H atomları; asal gazlarda olduğu gibi He, Ne, Ar ve diğerleri.

Tüm unsurlar arasında belki de en sembolik ve seçkin olanıdır, sadece karasal veya sert koşullardaki özellikleri nedeniyle değil, aynı zamanda muazzam bolluğu ve bileşik çeşitliliği nedeniyle de. Hidrojen bir gazdır, ancak yangının yokluğunda inert, yanıcı ve tehlikelidir; su ise H ₂ O evrensel ve yaşam çözücüdür.

Hidrojeni depolamak için kullanılan kırmızı silindirler. Kaynak: Famartin

Hidrojen, tek başına, silindirlerde veya kırmızı şişelerde depolanan bir gaz olduğu için hayranlık uyandıracak herhangi bir görsel özellik göstermez. Ancak hidrojeni özel kılan, özellikleri ve tüm elementlerle bağlanma kabiliyetidir. Ve tüm bunlar, sadece bir değerlik elektronuna sahip olmasına rağmen.

Hidrojen ilgili silindirlerinde depolanmamış olsaydı, çoğu yükselişe tepki verirken uzaya kaçardı. Ve soluduğumuz havada, Dünya dışında ve Evrenin geri kalanında çok düşük bir konsantrasyona sahip olmasına rağmen, yıldızlarda bulunan ve onun yapı birimi olarak kabul edilen en bol elementtir.

Öte yandan Dünya'da toplam kütlesinin yaklaşık% 10'unu temsil eder. Bunun ne anlama geldiğini görselleştirmek için, gezegenin yüzeyinin pratik olarak okyanuslarla kaplı olduğu ve hidrojenin tüm canlı varlıkların bir parçası olmanın yanı sıra minerallerde, ham petrolde ve herhangi bir organik bileşikte bulunduğu dikkate alınmalıdır.

Karbon gibi, tüm biyomoleküllerde (karbonhidratlar, proteinler, enzimler, DNA vb.) Hidrojen atomları vardır. Bu nedenle, onu çıkarmak veya üretmek için birçok kaynak vardır; ancak çok azı gerçekten karlı üretim yöntemlerini temsil eder.

Tarih

Kimlik ve isim

1671'de Robert Boyle, demir talaşları asitlerle reaksiyona girdiğinde oluşan bir gaza ilk kez tanık olduysa da, onu yeni bir madde olarak tanımlayan, 1766'da İngiliz bilim adamı Henry Cavendish'ti; "yanıcı hava".

Cavendish, bu yanıcı olduğu varsayılan hava yandığında su oluştuğunu keşfetti. Fransız kimyager Antoine Lavoisier, çalışmalarına ve sonuçlarına dayanarak 1783'te bu gaza hidrojenin adını verdi. Etimolojik olarak anlamı Yunanca 'hidro' ve 'genler' kelimelerinden geliyor: su oluşturma.

Elektroliz ve yakıt

Kısa süre sonra, 1800 yılında Amerikalı bilim adamları William Nicholson ve Sir Anthony Carlisle suyun hidrojen ve oksijene ayrışabileceğini keşfettiler; suyun elektrolizini bulmuşlardı. Daha sonra, 1838'de İsviçreli kimyager Christian Friedrich Schoenbein, elektrik üretmek için hidrojenin yanmasından yararlanma fikrini ortaya attı.

Hidrojenin popülaritesi, yazar Jules Verne bile Gizemli Ada (1874) adlı kitabında onu geleceğin yakıtı olarak nitelendirdi.

İzolasyon

1899'da, İskoç kimyager James Dewar, hidrojeni sıvılaştırılmış bir gaz olarak izole eden ilk kişi oldu, kendisi de onu katı fazında elde etmek için yeterince soğutabildi.

İki kanal

Bu noktadan itibaren, hidrojenin tarihi iki kanal sunar. Bir yandan, yakıtlar ve piller alanındaki gelişimi; diğer yandan atomunun yapısını ve kuantum fiziğinin kapılarını açan elementi nasıl temsil ettiğini anlamak.

Yapı ve elektronik konfigürasyon

İki atomlu hidrojen molekülü. Kaynak: Benjah-bmm27

Hidrojen atomları çok küçüktür ve kovalent bağlar oluşturmak için yalnızca bir elektrona sahiptir. Bu atomların iki birleştirme zaman, bir diatomik molekül, H doğuran ₂ ; bu moleküler hidrojen gazıdır (üstteki resim). Her beyaz küre ayrı bir H atomuna ve global küre moleküler orbitallere karşılık gelir.

Bu nedenle, hidrojen gerçekten oluşmaktadır , çok küçük , H ₂ moleküller de homonükleer çünkü bir dipol momenti eksikliği nedeniyle Londra üzerinden etkileşim kuvvetleri dağıtma olduğu. Bu nedenle, çok "huzursuzdurlar" ve onları yavaşlatmak için yeterince güçlü moleküller arası kuvvetler olmadığından uzayda hızla yayılırlar.

Hidrojenin elektron konfigürasyonu basitçe 1s ^1'dir . Bu yörünge, 1s, hidrojen atomu için ünlü Schrödinger denklemini çözmenin ürünüdür. H _2'de, moleküler orbital teorisine (TOM) göre _, iki 1s orbitali iki moleküler orbital oluşturmak için üst üste biner: biri bağlanma ve diğeri anti-bağlanma.

Bu orbitaller H ₂ ⁺ veya H ₂ ^- iyonlarının varlığına izin verir veya bunları açıklar ; Bununla birlikte, hidrojen kimyası 'H göre normal koşullar altında tanımlandığı gibidir _{, 2} ya da H ⁺ ya da H ^- iyonları .

Oksidasyon numaraları

Hidrojen için elektron konfigürasyonundan, 1s ¹ , olası yükseltgenme sayılarını tahmin etmek çok kolaydır; Tabii ki, yüksek enerjili 2s orbitalinin kimyasal bağlar için uygun olmadığını akılda tutarak. Bu nedenle, bazal durumda, hidrojenin oksidasyon sayısı 0, H ^0'dır .

Tek elektronunu kaybederse, 1s yörüngesi boş kalır ve hemen hemen her sıvı ortamda büyük bir hareketlilikle hidrojen katyonu veya iyonu, H ⁺ oluşur; özellikle su. Bu durumda oksidasyon numarası +1'dir.

Ve bunun tersi olduğunda, yani bir elektron kazandığında, yörünge şimdi iki elektrona sahip olacak ve 1s ² olacak . Daha sonra oksidasyon sayısı -1 olur ve hidrit anyonu H ^{- 'ye} karşılık gelir . H ^- asil gaz helyumuna izoelektroniktir, He; yani, her iki tür de aynı sayıda elektrona sahiptir.

Özet olarak, hidrojen, oksidasyon sayılardır: + 1, 0 ve 1 ve H molekülü ₂ iki hidrojen atomu, H sahip olarak var ⁰ .

Aşamaları

En azından karasal koşullarda tercih edilen hidrojenin fazı, daha önce maruz kalan nedenlerden dolayı gaz halindeki fazdır. Bununla birlikte, sıcaklıklar -200 ° C civarında düştüğünde veya basınç atmosferik olanın yüzbinlerce katı arttığında, hidrojen sırasıyla sıvı veya katı fazda yoğunlaşabilir veya kristalleşebilir.

Bu koşullar altında, H ₂ molekülleri yapısal modellerini belirlemek için farklı şekillerde hizalanabilir. Londra saçılma kuvvetleri artık oldukça yönlü hale gelir ve bu nedenle H ₂ çiftleri tarafından benimsenen geometriler veya simetriler ortaya çıkar .

Örneğin, iki çift H ₂ , yazıya eşittir (H ₂ ) ₂ simetrik veya asimetrik bir kare tanımlar. Bu arada, üç H ₂ veya (H ₂ ) ₃ çifti , grafit kristallerindeki karbonunkilere çok benzeyen bir altıgen tanımlar. Aslında, bu altıgen faz, katı hidrojen için ana veya en kararlı fazdır.

Peki ya katı moleküllerden değil de H atomlarından oluşmuşsa? Sonra metalik hidrojenle ilgilenirdik. Beyaz küreleri hatırlatan bu H atomları hem sıvı fazı hem de metalik katıyı tanımlayabilir.

Özellikleri

Fiziksel görünüş

Hidrojen renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Bu nedenle, sızıntı olması bir patlama riskini temsil eder.

Kaynama noktası

-253 ° C

Erime noktası

-259 ° C

Parlama noktası ve kararlılık

Gaza yakın bir kıvılcım veya ısı kaynağı varsa, neredeyse her sıcaklıkta patlar, güneş ışığı bile hidrojeni tutuşturabilir. Bununla birlikte, iyi depolandığı sürece zayıf reaktif bir gazdır.

Yoğunluk

0,082 g / L Havadan 14 kat daha hafiftir.

Çözünürlük

Suda 21ºC'de 1,62 mg / L. Genel olarak konuşursak, çoğu sıvıda çözünmez.

Buhar basıncı

25 ° C'de 1.24 · 10 ⁶ mmHg Bu değer, gazın kaçmasını önlemek için hidrojen silindirlerinin ne kadar kapalı olması gerektiğine dair bir fikir verir.

Kendiliğinden tutuşma sıcaklığı

560v ° C

Elektronegativite

Pauling ölçeğinde 2.20.

Yanma ısısı

-285.8 kJ / mol.

Buharlaşma ısısı

0.90 kJ / mol.

Füzyon ısısı

0.117 kJ / mol.

izotopları

"Normal" hidrojen atomu, hidrojenin yaklaşık% 99.985'ini oluşturan protium, ¹ H'dir. Bu element için diğer iki izotop döteryum, ² H ve trityum, ³ H'dir. Bunlar nötron sayısı bakımından farklılık gösterir; döteryumda bir nötron varken trityumda iki nötron vardır.

Spin izomerleri

Moleküler hidrojenin iki tipi vardır, H ₂ : orto ve para. İlkinde, H atomlarının iki dönüşü (protonun) aynı yönde yönlendirilir (paraleldir); ikincisinde, iki dönüş zıt yönlerdedir (bunlar antiparaleldir).

Hydrogen-para iki izomerden daha kararlı olanıdır; Ancak sıcaklık arttıkça orto: para oranı 3: 1 olur, bu da hidrojen-orto izomerinin diğerine göre baskın olduğu anlamına gelir. Çok düşük sıcaklıklarda (uzaktan mutlak sıfıra yakın, 20K), saf hidrojen-para numuneleri elde edilebilir.

terminoloji

Hidrojene atıfta bulunan terminoloji en basitlerinden biridir; inorganik veya organik bileşikleri için aynı şekilde olmasa da. H ₂ 'hidrojen' ek olarak aşağıdaki isimler altında edilebilir:

-Moleküler hidrojen

-Dihydrogen

-Diatomik hidrojen molekülü.

H ⁺ iyonu için isimleri proton veya hidrojen iyonudur; ve sulu bir ortamda ise H ₃ O ⁺ , hidronyum katyonu. H ^- iyonu hidrit anyon iken .

Hidrojen atomu

Bohr'un gezegen modeliyle temsil edilen hidrojen atomu. Kaynak: Pixabay.

Hidrojen atomu, en basit olanıdır ve normalde yukarıdaki görüntüdeki gibi temsil edilir: bir yörünge çizen bir elektronla çevrili, tek bir protona ( ¹ H için) sahip bir çekirdek . Periyodik tablonun diğer elementlerinin tüm atom orbitalleri bu atom üzerinde oluşturulmuş ve tahmin edilmiştir.

Şu andaki atom anlayışına daha sadık bir temsil, çevresi elektron ve elektronun olasılık bulutu (1s yörüngesi) tarafından tanımlanan bir küreninki olacaktır.

Nerede bulunur ve üretilir

Bir yıldız alanı: tükenmez bir hidrojen kaynağı. Kaynak: Pixabay.

Hidrojen, belki de karbona kıyasla daha az derecede olsa da, şüphesiz her yerde olduğu söylenebilecek kimyasal elementtir; havada, denizleri, okyanusları ve vücudumuzu dolduran suyun bir parçasını oluşturan ham petrol ve mineraller ile yaşamın başlangıcı için bir araya getirilen organik bileşikler.

İçlerinde hidrojen atomları bulmak için herhangi bir bileşik kütüphanesine göz atın.

Soru ne kadar değil, nasıl mevcut olduğu. Örneğin, H ₂ molekülü , atmosferde çok düşük olan güneş ışığı insidansında çok uçucu ve reaktiftir; bu nedenle, diğer unsurlara katılmak için tepki verir ve böylece istikrar kazanır.

Kozmosta daha yüksekte iken, hidrojen ağırlıklı olarak nötr atomlar olarak bulunur, H.

Aslında hidrojen, metalik ve yoğun fazda yıldızların yapı birimi olarak kabul edilir. Ölçülemez miktarları olduğundan ve sağlamlığı ve muazzam boyutları nedeniyle, bu elementi tüm evrende en bol olanı yaparlar. Bilinen maddenin% 75'inin hidrojen atomlarına karşılık geldiği tahmin edilmektedir.

doğal

Uzayda gevşek halde bulunan hidrojen atomlarını toplamak kulağa pratik değil ve onları Güneş'in çevresinden veya bulutsulardan çıkarmak mümkün değil. Koşullarının bu elementi H ₂ olarak var olmaya zorladığı Dünya'da doğal veya jeolojik süreçlerle üretilebilir.

Örneğin, hidrojenin belirli bakteri, mikrop ve alglerin fotokimyasal reaksiyonlar yoluyla onu üretebildiği kendi doğal döngüsü vardır. Doğal süreçlerin ölçeklendirilmesi ve bunlara paralel olarak bakterilerin hidrokarbonlarla beslenerek içlerinde bulunan hidrojeni serbest bıraktığı biyoreaktörlerin kullanımı da dahildir.

Canlılar aynı zamanda hidrojen üreticisidir, ancak daha az ölçüde. Durum böyle olmasaydı, gazın gaz bileşenlerinden birini nasıl oluşturduğu açıklanamazdı; yanıcı olduğu aşırı derecede kanıtlanmıştır.

Son olarak, anaerobik koşullar altında (oksijensiz), örneğin yer altı katmanlarında, minerallerin hidrojen üretmek için su ile yavaşça reaksiyona girebileceğini belirtmek gerekir. Fayelita'nın tepkisi bunu kanıtlıyor:

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

Sanayi

Biyohidrojen endüstriyel ölçekte, bu gaz üretmek için bir alternatif de, en çok kullanılan yöntem pratik olarak atomuna birleştirmek ve H oluşturacak kadar olduğu, bu ihtiva ettiği bileşiklerden, "kaldırma" hidrojen oluşmaktadır ₂ .

En az çevre dostu üretim yöntemleri, kok kömürünü (veya odun kömürünü) aşırı ısıtılmış buharla reaksiyona sokmaktır:

C (k) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Aynı şekilde bu amaçla doğal gaz kullanılmıştır:

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

Kok veya doğal gaz miktarları çok büyük olduğu için, bu iki reaksiyondan herhangi biri ile hidrojen üretmek karlı.

Hidrojen elde etmenin başka bir yöntemi de suya elektriksel deşarj uygulamak ve onu temel parçalarına ayırmaktır (elektroliz):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

Laboratuvarda

Moleküler hidrojen, herhangi bir laboratuvarda küçük miktarlarda hazırlanabilir. Bunu yapmak için, aktif bir metal, bir beher içinde veya bir test tüpü içinde güçlü bir asitle reaksiyona sokulmalıdır. Gözlemlenebilir kabarcıklanma, aşağıdaki genel denklemle temsil edilen, hidrojen oluşumunun açık bir işaretidir:

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

N metalin değeridir. Örneğin, H, magnezyum reaksiyona girerek ⁺ H üretmek üzere ₂ :

Mg (k) + 2H ⁺ (sulu) → Mg ²⁺ (sulu) + H ₂ (g)

Tepkiler

redoks

Oksidasyon sayıları kendi başlarına hidrojenin kimyasal reaksiyonlara nasıl katıldığına dair bir ilk bakış sağlar. H ₂ reaksiyona değişmeden kalır, veya H yarık olabilir ⁺ ya da H ^- iyonları bu bağlanır hangi türlerin bağlı olarak; ondan daha fazla veya daha az elektronegatif iseler.

H ₂ , kovalent bağının (HH) gücünden dolayı çok reaktif değildir; ancak bu, periyodik tablodaki hemen hemen tüm elementlerle reaksiyona girmesi ve bileşikler oluşturması için mutlak bir engel değildir.

En iyi bilinen reaksiyonu, oksijen gazının su buharları üretmesidir:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Ve oksijenin kararlı su molekülünü oluşturması öyledir ki , bazı metal oksitlerde bir O ^2- anyon olarak onunla reaksiyona girebilir :

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

Gümüş oksit de aynı reaksiyonla reaksiyona girer veya "indirgenir":

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

Bu hidrojen reaksiyonları redoks tipine karşılık gelir. Yani indirgeme-oksidasyon. Hidrojen, hem oksijen varlığında hem de ondan daha az reaktif olan metallerin metal oksitlerini okside eder; örneğin bakır, gümüş, tungsten, cıva ve altın.

emme

Bazı metaller, alaşım olarak kabul edilen metal hidritler oluşturmak için hidrojen gazını emebilir. Örneğin, paladyum gibi geçiş metalleri _, metalik süngerlere benzeyen önemli miktarlarda H2 emer .

Aynı şey daha karmaşık metal alaşımlarında da olur. Bu şekilde hidrojen, silindirleri dışında başka yollarla da depolanabilir.

İlave

Organik moleküller ayrıca farklı moleküler mekanizmalar ve / veya etkileşimler yoluyla hidrojeni "emebilir".

Metaller için, H ₂ molekülleri kristalleri içindeki metal atomu ile çevrelenmiştir; organik moleküllerde ise, HH bağı diğer kovalent bağları oluşturmak için kırılır. Daha resmi bir anlamda: hidrojen emilmez, ancak yapıya eklenir.

Klasik örnek H eklenmesidir ₂ , sırasıyla alkenler veya alkinler, çift ya da üçlü bağa:

C = C + H ₂ → HCCH

C≡C + H ₂ → HC = CH

Bu reaksiyonlara hidrojenasyon da denir.

Hidrit oluşumu

Hidrojen, hidrit adı verilen bir kimyasal bileşikler ailesi oluşturmak için doğrudan elementlerle reaksiyona girer. Esas olarak iki türdendirler: salin ve moleküler.

Benzer şekilde, bu metaller hidrojen gazını emdiğinde daha önce bahsedilen metal alaşımlarından oluşan metalik hidritler de vardır; ve EH'nin kimyasal elementi temsil ettiği EH ağları veya zincirleri olan polimerik olanlar.

tuzlu

Salin hidritler olarak, hidrit anyonu, H gibi iyonik bağlar hidrojen katılır ^- . Bunun oluşması için, elemanın zorunlu olarak daha az elektronegatif olması gerekir; aksi takdirde elektronlarını hidrojene vermezdi.

Bu nedenle, tuz hidrürleri yalnızca hidrojen, alkali ve alkali toprak metalleri gibi yüksek düzeyde elektropozitif metallerle reaksiyona girdiğinde oluşur.

Örneğin, hidrojen, sodyum hidrit üretmek için metalik sodyum ile reaksiyona girer:

2Na (k) + H ₂ (g) → 2NaH (k)

Veya baryum hidrit üretmek için baryumlu:

Ba (k) + H ₂ (g) → BaH ₂ (k)

Moleküler

Moleküler hidritler, iyonik hidritlerden daha iyi bilinir. Hidrojen bir halojen ile reaksiyona girdiğinde bunlara hidrojen halojenürler, HX de denir:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Burada hidrojen, kovalent bağa H ⁺ olarak katılır ; çünkü her iki atom arasındaki elektronegatiflikler arasındaki farklar çok büyük değildir.

Suyun kendisi, oluşum reaksiyonu daha önce tartışılmış olan bir oksijen hidrit (veya hidrojen oksit) olarak düşünülebilir. Kükürt ile reaksiyon, kokulu bir gaz olan hidrojen sülfürü vermeye çok benzer:

S (k) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Ancak tüm moleküler hidritler arasında en ünlüsü (ve belki de sentezlenmesi en zor olanı) amonyaktır:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Uygulamalar

Önceki bölümde, hidrojenin ana kullanımlarından biri zaten ele alınmıştı: inorganik veya organik sentezin geliştirilmesi için bir hammadde olarak. Bu gazı kontrol etmenin genellikle, ekstrakte edildikleri dışında başka bileşikler oluşturmak üzere reaksiyona girmesini sağlamaktan başka bir amacı yoktur.

Hammadde

- Gübre üretiminden başlayarak, ilaçları nitrojenatlamak için bile olsa, sonsuz endüstriyel uygulamalara sahip olan amonyak sentezi için reaktiflerden biridir.

- Karbon monoksit ile reaksiyona girmesi ve dolayısıyla biyoyakıtlarda oldukça önemli bir reaktif olan metanolü büyük ölçüde üretmesi amaçlanmıştır.

İndirgen madde

- Bazı metal oksitler için indirgeyici bir ajandır, bu nedenle metalurjik indirgemede kullanılır (bakır ve diğer metaller durumunda zaten açıklanmıştır).

- Margarin üretmek için katı veya sıvı yağları azaltın.

Petrol endüstrisi

Petrol endüstrisinde, hidrojen, rafinaj işlemlerinde ham petrolün "hidro arıtılması" için kullanılır.

Örneğin, büyük ve ağır molekülleri, pazarda daha fazla talep olan küçük moleküller halinde parçalamaya çalışır (hidrokraking); petroporfirin kafeslerinde tutulan metalleri serbest bırakın (hidrodemetalizasyon); H gibi sülfür atomu kaldırmak ₂ S (hidrodesülfürizasyon); veya parafinden zengin karışımlar oluşturmak için çift bağları azaltın.

Yakıt

Hidrojenin kendisi, roketler veya uzay araçları için mükemmel bir yakıttır, çünkü oksijenle reaksiyona girdiğinde küçük miktarları muazzam miktarda ısı veya enerji açığa çıkarır.

Daha küçük ölçekte, bu reaksiyon hidrojen hücrelerini veya pilleri tasarlamak için kullanılır. Ancak bu hücreler, bu gazı düzgün bir şekilde depolayamamanın zorluklarıyla karşı karşıyadır; ve fosil yakıtları yakmaktan tamamen bağımsız olma zorluğu.

Olumlu tarafı, yakıt olarak kullanılan hidrojen yalnızca su açığa çıkarır; Atmosfer ve ekosistemler için kirlilik aracı olan gazlar yerine.

Referanslar

1. Shiver ve Atkins. (2008). İnorganik kimya. (Dördüncü baskı). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui ve Yanming Ma. (Nd). Yüksek Basınçlarda Katı Hidrojenin Oda Sıcaklığı Yapıları. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin Üniversitesi, Changchun 130012, Çin.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Sıvı Metalik Hidrojen: Sıvı Güneş İçin Bir Yapı Taşı. Radyoloji Bölümü, Ohio Eyalet Üniversitesi, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, ABD.
4. Bodner Grubu. (Sf). Hidrojen Kimyası. Kurtarıldı: chemed.chem.purdue.edu
5. Vikipedi. (2019). Hidrojen. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
6. Hidrojen Avrupa. (2017). Hidrojen Uygulamaları. Kurtarıldı: hydrogeneurope.eu
7. Yumruk Laura. (2019). Hidrojen: Özellikler ve Oluşum. Ders çalışma. Study.com'dan kurtarıldı
8. Jonas James. (4 Ocak 2009). Hidrojenin tarihi. Altenergymag.com'dan kurtarıldı