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Hidrógeno

hidrógeno - Wikilingue - Encydia

Este artigo trata sobre o elemento (H) que aparece na Tabela periódica com o número atómico Z=1. Para o hidrógeno molecular, H2, formado por dois átomos deste elemento, veja-se Dihidrógeno. Para outros usos deste termo veja-se Hidrógeno (desambiguación).
Hidrógeno
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  Hexagonal.svg
 
1		 H
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
H
Li
Tabela completa • Tabela estendida
Informação geral
Nome, símbolo, número Hidrógeno, H, 1
Série química Não metais
Grupo, período, bloco 1, 1, s
Densidade 0,089 9 kg/m3
Dureza Mohs {{{dureza}}}
Aparência Incoloro
H,1.jpg
N° CAS {{{CAS}}}
N° EINECS {{{EINECS}}}
Propriedades atómicas
Massa atómica ou
Rádio médio 25 pm
Rádio atómico (calc) 53 pm (Rádio de Bohr)
Rádio iónico {{{rádio_iónico}}}
Rádio covalente 37 pm
Rádio de vão der Waals 120 pm
Configuração electrónica 1s1
Elétrons por nível de energia 1
Estado(s) de oxidación 1, -1
Óxido Anfótero
Estrutura cristalina Hexagonal
Propriedades físicas
Estado ordinário Gás
Ponto de fusão 14,025 K
Ponto de ebullición 20,268 K
Ponto de inflamabilidad 255 K
Entalpía de vaporización 0,44936 kJ/mol
Entalpía de fusão 0,05868 kJ/mol
Pressão de vapor 209 Pa a 23 K
Temperatura crítica 23,97 K
Pressão crítica 1,293·106 Pa
Volume molar 22,42×10-3 m3/mol
Velocidade do som 1270 m/s a 293.15 K (20 °C)
Vários
Electronegatividad (Pauling) 2,2
Calor específico 1,4304·104 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica - S/m
Conductividad térmica 0,1815 W/(K·m)
1.ª Energia de ionización 1312 kJ/mol
2.ª Energia de ionización {{{E_ionización2}}} kJ/mol
3.ª Energia de ionización {{{E_ionización3}}} kJ/mol
4.ª Energia de ionización {{{E_ionización4}}} kJ/mol
5.ª Energia de ionización {{{E_ionización5}}} kJ/mol
6.ª Energia de ionización {{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Energia de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª Energia de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Energia de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Energia de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Período MD Ed PD
MeV
1H99,985 %Estável com 0 neutrones
2H0,015 %Estável com 1 neutrón
3Hsintético12,33 anosβ0,0193Tenho
Nota: unidades segundo o SE e em CNPT, salvo indicação contrária.
Representação animada de um átomo de deuterio , um dos isótopos do hidrógeno.

O hidrógeno é um elemento químico representado pelo símbolo H e com um número atómico de 1. Em condições normais de pressão e temperatura, é um gás diatómico (H2) incoloro, inodoro, insípido, não metálico e altamente inflamável. Com uma massa atómica de 1,00794(7) ou, o hidrógeno é o elemento químico mais ligeiro e é, também, o elemento mais abundante, constituindo aproximadamente o 75% da matéria visível do universo.[1]

Em seu ciclo principal, as estrelas estão compostas por hidrógeno em estado de plasma. O hidrógeno elementar é muito escasso na Terra e é produzido industrialmente a partir de hidrocarburos como, por exemplo, o metano. A maior parte do hidrógeno elementar obtém-se "in situ", isto é, no lugar e no momento no que se precisa. O hidrógeno pode obter-se a partir da água por um processo de electrólisis , mas resulta um método bem mais caro que a obtenção a partir do gás natural.

Suas principais aplicações industriais são o refinado de combustíveis fósseis (por exemplo, o hidrocracking) e a produção de amoníaco (usado principalmente para fertilizantes).

O isótopo do hidrógeno mais comum na natureza, conhecido como protio (termo muito pouco usado), tem um sozinho protón e nenhum neutrón. Nos compostos iónicos, o hidrógeno pode adquirir ónus positiva (convertendo-se em um catión chamado hidrón, H+, composto unicamente por um protón, às vezes acompanhado de algum neutrón); ou ónus negativo (convertendo-se em um anión conhecido como hidruro, H-).

O hidrógeno pode formar compostos com a maioria dos elementos e está presente à água e na maioria dos compostos orgânicos. Desempenha um papel particularmente importante na química ácido - base, na que muitas reacções implicam o intercâmbio de protones (iones hidrógeno, H+) entre moléculas solubles. Já que é o único átomo neutro para o qual a equação de Schrödinger pode ser resolvida analiticamente, o estudo da energia e do enlace do átomo de hidrógeno tem sido fundamental para o desenvolvimento da mecânica cuántica.

Conteúdo

Nomenclatura

Hidrógeno, do latín "hydrogenium", e este do grego antigo ὕδωρ (hydor): "água" e γένος-ου(genos): "gerador". "gerador de água"

A palavra hidrógeno pode referir-se tanto ao átomo de hidrógeno (descrito neste artigo), como à molécula diatómica (H2) que se encontra a nível de traças na atmosfera terrestre. Os químicos tendem a referir a esta molécula como dihidrógeno,[2] molécula de hidrógeno, ou hidrógeno diatómico, para a distinguir do átomo do elemento, que não existe de forma isolada nas condições ordinárias.

História

Descoberta do hidrógeno

O hidrógeno diatómico gasoso, H2, foi formalmente descrito pela primeira vez por T. Von Hohenheim (mais conhecido como Paracelso, 1493-1541) que o obteve artificialmente misturando metais com ácidos fortes. Paracelso não era consciente de que o gás inflamável gerado nestas reacções químicas estava composto por um novo elemento químico. Em 1671 , Robert Boyle redescubrió e descreveu a reacção que se produzia entre limaduras de ferro e ácidos diluidos, e que gerava hidrógeno gasoso.[3]

Em 1766 , Henry Cavendish foi o primeiro em reconhecer o hidrógeno gasoso como uma substância discreta, identificando o gás produzido na reacção metal - ácido como "ar inflamável" e descobrindo que a combustão do gás gerava água. Cavendish tropeçou com o hidrógeno quando experimentava com ácidos e mercurio. Ainda que assumiu erroneamente que o hidrógeno era um componente libertado pelo mercurio e não pelo ácido, foi capaz de descrever com precisão várias propriedades fundamentais do hidrógeno. Tradicionalmente, considera-se a Cavendish o descubridor deste elemento.

Em 1783 , Antoine Lavoisier deu ao elemento o nome de hidrógeno (em francês Hydrogène, do grego ὕδωρ, ὕδᾰτος, "água" e γένος-ου, "gerador") quando comprovou (junto a Laplace ) a descoberta de Cavendish.

No artigo teoria do flogisto narra-se um pouco mais a respeito desta história.

Papel do hidrógeno na Teoria Cuántica

Graças a sua estrutura atómica relativamente simples, consistente em um sozinho protón e um sozinho elétron para o isótopo mais abundante (protio), o átomo de hidrógeno possui um espectro de absorción que pôde ser explicado quantitativamente o que supôs um ponto central do modelo atómico de Bohr que serviu como uma meta no desenvolvimento a Teoria da Estrutura Atómica. Ademais, a consiguiente simplicidad da molécula de hidrógeno diatómico e o correspondente catión dihidrógeno, H2+, permitiu um entendimento mais completo da natureza do enlace químico, que continuou pouco depois com o tratamento mecano - cuántico do átomo de hidrógeno, que tinha sido desenvolvido em meados da década de 1920 por Erwin Schrödinger e Werner Heisenberg.

Um dos primeiros efeitos cuánticos que foi explicitamente advertido (mas não entendido nesse momento) foi uma observação de Maxwell na que estava envolvido o hidrógeno, meio século dantes de que se estabelecesse completamente a Teoria Mecano - Cuántica. Maxwell observou que o calor específico do H2, inexplicavelmente, se desviava do correspondente a um gás diatómico por embaixo da temperatura ambiente e começava a se parecer a cada vez mais ao correspondente a um gás monoátomico a temperaturas muito baixas. De acordo com a Teoria Cuántica, este comportamento resulta do espaciamiento dos níveis energéticos rotacionais (cuantizados), que se encontram particularmente separados no H2 devido a sua pequena massa. Estes níveis tão separados impedem a partilha equitativa da energia calorífica para gerar movimento rotacional no hidrógeno a baixas temperaturas. Os gases diatómicos compostos de átomos pesados não possuem níveis energéticos rotacionais tão separados e, por tanto, não apresentam o mesmo efeito que o hidrógeno.[4]

Abundância

NGC 604, uma enorme região de hidrógeno ionizado na Galaxia do Triângulo.

O hidrógeno é o elemento mais abundante do universo, supondo mais de 75% em massa e mais de 90% em número de átomos.[5] Este elemento encontra-se em abundância nas estrelas e os planetas gasosos gigantes. As nuvens moleculares de H 2 estão associadas à formação das estrelas. O hidrógeno também joga um papel fundamental como combustível das estrelas por médio das reacções de fusão nuclear entre núcleos de hidrógeno.

No universo, o hidrógeno encontra-se principalmente em sua forma atómica e em estado de plasma, cujas propriedades são bastante diferentes às do hidrógeno molecular. Como plasma, o elétron e o protón do hidrógeno não se encontram unidos, pelo que apresenta uma alta conductividad eléctrica e uma grande emisividad (origem da luz emitida pelo Sol e outras estrelas). As partículas carregadas estão fortemente influenciadas pelos campos eléctricos e magnéticos. Por exemplo, nos ventos solares as partículas interaccionan com a magnetosfera terrestre gerando correntes de Birkeland e o fenómeno da aurora.

Baixo condições ordinárias na Terra, o hidrógeno existe como gás diatómico, H2. No entanto, o hidrógeno gasoso é extremamente pouco abundante na atmosfera da Terra (1 ppm em volume), devido a sua pequena massa que lhe permite escapar ao influjo da gravidade terrestre mais facilmente que outros gases mais pesados. Ainda que os átomos de hidrógeno e as moléculas diatómicas de hidrógeno abundam no espaço interestelar, são difíceis de gerar, concentrar e apurar na Terra. O hidrógeno é o decimoquinto elemento mais abundante na superfície terrestre[6] A maior parte do hidrógeno terrestre encontra-se fazendo parte de compostos químicos tais como os hidrocarburos ou a água.[7] O hidrógeno gasoso é produzido por algumas bactérias e algas, e é um componente natural das flatulencias. O metano é uma fonte de enorme importância para a obtenção do hidrógeno.

O átomo de hidrógeno

Níveis energéticos electrónicos

Representação dos níveis energéticos do átomo de hidrógeno.

O nível energético do estado fundamental electrónico de um átomo de hidrógeno é -13,6 eV, que equivale a um fotón ultravioleta de, aproximadamente, 92 nm de longitude de onda.

Os níveis energéticos do hidrógeno podem calcular-se com bastante precisão empregando o modelo atómico de Bohr , que considera que o elétron orbita ao redor do protón de forma análoga à orbita terrestre ao redor do Sol. No entanto, a força electromagnética faz que o protón e o elétron se atraiam, de igual modo que os planetas e outros corpos celestes se atraem pela força gravitatoria. Devido ao carácter discreto (cuantizado) do momento angular postulado nos inícios da Mecânica Cuántica por Bohr, o elétron no modelo de Bohr só pode orbitar a certas distâncias permitidas ao redor do protón e, por extensão, com certos valores de energia permitidos. Uma descrição mais precisa do átomo de hidrógeno vem dada mediante um tratamento puramente mecano - cuántico que emprega a equação de onda de Schrödinger ou a formulación equivalente das integrales de caminho de Feynman para calcular a densidade de probabilidade do elétron. O tratamento do elétron através da hipótese de De Broglie (dualidad onda - partícula) reproduz resultados químicos (tais como a configuração do átomo de hidrógeno) de maneira mais natural que o modelo de partículas de Bohr, ainda que a energia e os resultados espectrales são os mesmos. Se na construção do modelo emprega-se a massa reduzida do núcleo e do elétron (como fá-se-ia no problema de dois corpos em Mecânica Clássica), se obtém uma melhor formulación para os espectros do hidrógeno, e as deslocações espectrales correctos para o deuterio e o tritio. Pequenos ajuste nos níveis energéticos do átomo de hidrógeno, que correspondem a efeitos espectrales reais, podem se determinar usando a Teoria Mecano - Cuántica completa, que corrige os efeitos da Relatividad Especial (ver equação de Dirac), e computando os efeitos cuánticos originados pela produção de partículas virtuais no vazio e como resultado dos campos eléctricos (ver Electrodinámica Cuántica).

No hidrógeno gasoso, o nível energético do estado electrónico fundamental está dividido a sua vez em outros níveis de estrutura hiperfina, originados pelo efeito das interacções magnéticas produzidas entre os espines do elétron e do protón. A energia do átomo quando os espines do protón e do elétron estão alinhados é superior que quando os espines não o estão. A transição entre esses dois estados pode ter lugar mediante a emissão de um fotón através de uma transição de dipolo magnético. Os radiotelescopios podem detectar a radiación produzida neste processo, o que serve para criar mapas de distribuição do hidrógeno na galaxia.

Isótopos

O protio, o isótopo mais comum do hidrógeno, tem um protón e um elétron. É o único isótopo estável que não possui neutrones.

O hidrógeno possui três isótopos naturais que se denotam como 1H, 2H e 3H. Outros isótopos altamente instáveis (do 4H ao 7H) têm sido sintetizados em laboratório, mas nunca observados na natureza.[8] [9]

O hidrógeno é o único elemento que possui diferentes nomes comuns para a cada um de seus isótopos (naturais). Durante os inícios dos estudos sobre a radiactividad, a alguns isótopos radiactivos pesados foram-lhes atribuídos nomes, mas nenhum deles se segue usando). Os símbolos D e T (em lugar de 2 H e 3H) usam-se às vezes para referir-se ao deuterio e ao tritio, mas o símbolo P corresponde ao fósforo e, por tanto, não pode se usar para representar ao protio. A IUPAC declara que ainda que o uso destes símbolos seja comum, não é o aconselhado.

Formas elementares moleculares

As primeiras traças observadas em uma câmara de borbulhas de hidrógeno líquido no Bevatron.

Existem dois tipos diferentes de moléculas diatómicas de hidrógeno que diferem na relação entre os espines de seus núcleos:[10]

Em condições normais de pressão e temperatura o hidrógeno gasoso contém aproximadamente um 25% da forma para e um 75% da forma orto, também conhecida como "forma normal".[11] A relação do equilíbrio entre orto - hidrógeno e para - hidrógeno depende da temperatura, mas já que a forma orto é um estado excitado, e por tanto possui uma energia superior, é instável e não pode ser apurada. A temperaturas muito baixas, o estado de equilíbrio está composto quase exclusivamente pela forma para. As propriedades físicas do para - hidrógeno puro diferem ligeiramente das da forma normal (orto).[12] A distinção entre formas orto / para também se apresenta em outras moléculas ou grupos funcionais que contêm hidrógeno, tais como a água ou o metileno.

A interconversión não catalizada entre o pára - hidrógeno e o orto - hidrógeno se incrementa ao aumentar a temperatura; por esta razão, o H2 condensado rapidamente contém grandes quantidades da forma orto que passa à forma para lentamente.[13] A relação orto / para no H2 condensado é algo importante a ter em conta para a preparação e o armazenamento do hidrógeno líquido: a conversão da forma orto à forma para é exotérmica e produz o calor suficiente para evaporar o hidrógeno líquido, provocando a perda do material licuado. Catalizadores para a interconversión orto / para, tais como compostos de ferro, são usados em processos de referigeração com hidrógeno.[14]

Uma forma molecular telefonema "hidrógeno molecular protonado", H3+, encontra-se no médio interestelar, onde se gera pela ionización do hidrógeno molecular provocada pelos raios cósmicos. Também se observou nas capas superiores da atmosfera de Júpiter. Esta molécula é relativamente estável no médio do espaço exterior devido às baixas temperaturas e à bajísima densidade. O H3+ é um dos iones mais abundantes do universo, e joga um papel notável na química do médio interestelar.[15]

Hidrógeno metálico

Artigo principal: Hidrógeno metálico

Conquanto costuma-se catalogar ao hidrógeno como não metal, a baixas temperaturas e altas pressões pode se comportar como metal. Em março de 1996, um grupo de cientistas do Laboratório Nacional Lawrence Livermore informou de que tinham produzido casualmente, durante um microsegundo e a temperaturas de milhares de graus kelvin e pressões a mais de um milhão de atmosferas (> 100 GPa), o primeiro hidrógeno metálico identificable.[16]

Aplicações

O átomo de hidrógeno não pode se isolar, sempre se encontra formando moléculas ou compostos. A molécula mais singela é o hidrógeno diatómico. Para conhecer informação adicional de alguma substância que contém átomos de hidrógeno, dirija aos artigos sobre dihidrógeno, hidruro, ácido, ou hidrocarburo.

Compostos

Compostos covalentes e orgânicos

Apesar de que o H2 não é muito reactivo em condições normais, forma multidão de compostos com a maioria dos elementos químicos. Conhecem-se milhões de hidrocarburos, mas não se geram pela reacção directa do hidrógeno elementar com o carbono (ainda que a produção do gás de síntese seguida do processo Fischer - Tropsch para sintetizar hidrocarburos parece ser uma excepção pois começa com carvão e hidrógeno elementar gerado in situ). O hidrógeno pode formar compostos com elementos mais electronegativos, tais como os halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo) ou os calcógenos (oxigénio, azufre, selenio); nestes compostos, o hidrógeno adquire ónus parcial positiva devido à polaridad do enlace covalente. Quando se encontra unido ao flúor, ao oxigénio ou ao nitrógeno, o hidrógeno pode participar em uma modalidade de enlace não covalente chamado enlace de hidrógeno" ou "ponte de hidrógeno", que é fundamental para a estabilidade de muitas moléculas biológicas. O hidrógeno pode também formar compostos com elementos menos electronegativos, tais como metais ou semi - metais, nos quais adquire ónus parcial negativa. Estes compostos conhecem-se como hidruros.

O hidrógeno forma uma enorme variedade de compostos com o carbono. Devido a sua presença nos seres vivos, estes compostos denominam-se compostos orgânicos; o estudo de suas propriedades é a finalidade da Química Orgânica, e o estudo no contexto dos organismos vivos conhece-se como Bioquímica. Atendendo a algumas definições, os compostos "orgânicos" requerem a presença de carbono para ser denominados assim (aí temos o clássico exemplo da urea) mas não todos os compostos de carbono se consideram orgânicos (é o caso do monóxido de carbono, ou os carbonatos metálicos. A maioria dos compostos orgânicos também contêm hidrógeno e, já que é o enlace carbono-hidrógeno o que proporciona a estes compostos muitas de suas principais características, se faz necessário mencionar o enlace carbono-hidrógeno em algumas definições da palavra "orgânica" em Química. (Estas recentes definições não são perfeitas, no entanto, já que um composto indubitavelmente orgânico como a urea não poderia ser catalogado como tal atendendo a elas).

Na Química Inorgánica, os hidruros podem servir também como ligandos ponte que unem dois centros metálicos em um complexo de coordenação. Esta função é particularmente comum nos elementos do grupo 13, especialmente nos boranos (hidruros de boro) e nos complexos de alumínio, bem como nos clústers de carborano .[7]

Alguns exemplos de compostos covalentes importantes que contêm hidrógeno são: amoniaco (NH3), hidracina (N2H4), água (H2Ou), peróxido de hidrógeno (H2Ou2), sulfuro de hidrógeno (H2S), etc.

Hidruros

Com frequência os compostos do hidrógeno denominam-se hidruros, um termo usado com bastante inexactitud. Para os químicos, o termo "hidruro" geralmente implica que o átomo de hidrógeno tem adquirido ónus parcial negativa ou carácter aniónico (denotado como H-). A existência do anión hidruro, proposta por G. N. Lewis em 1916 para os hidruros iónicos do grupo 1 (I) e 2 (II), foi demonstrada por Moers em 1920 com a electrolisis do hidruro de litio (LiH) fundido, que produzia uma quantidade estequiométrica de hidrógeno no ánodo.[17] Para os hidruros de metais de outros grupos, o termo é bastante erróneo, considerando a baixa electronegatividad do hidrógeno. Uma excepção nos hidruros do grupo II é o BeH2, que é polimérico. No tetrahidruroaluminato (III) de litio, o anión AlH4- possui seus centros hidrúricos firmemente unidos ao alumínio (III). Ainda que os hidruros podem formar-se com quase todos os elementos do grupo principal, o número e combinação de possíveis compostos varia muito; por exemplo, existem mais de 100 hidruros binários de boro conhecidos, mas somente um de alumínio.[18] O hidruro binário de índio não tem sido identificado ainda, ainda que existem complexos maiores.[19]

"Protones" e ácidos

Representação do ion hidronio (H3Ou+), na que se pode apreciar a condensación de ónus negativa no átomo de oxigénio, e o carácter positivo dos átomos de hidrógeno.

A oxidación do H2 formalmente origina o protón, H+. Esta espécie é fundamental para explicar as propriedades dos ácidos, ainda que o termo "protón" usa-se imprecisamente para referir-se ao hidrógeno catiónico ou ion hidrógeno, denotado H+. Um protón isolado H+ não pode existir em dissolução devido a sua forte tendência a se unir a átomos ou moléculas com elétrons mediante um enlace coordenado ou enlace dativo. Para evitar a cómoda, ainda que incerta, ideia do protón isolado solvatado em dissolução, nas dissoluções ácidas acuosas considera-se a presença do ion hidronio (H3Ou+) organizado em clústers para formar a espécie H9Ou4+.[20] Outros iones oxonio estão presentes quando a água forma dissoluções com outros disolventes.[21]

Ainda que exótico na Terra, um dos iones mais comuns no universo é o H3+, conhecido como hidrógeno molecular protonado ou catión hidrógeno triatómico.[22]

Veja-se também


Elementos diatómicos

Hidrógeno
H2

|
 

Nitrógeno
N2

|
 

Oxigénio
Ou2

|
 

Flúor
F2

Cloro
Cl2

|
 

Bromo
Br2

|
 

Yodo
I2

|
 

Astato
At2

Referências

  1. ↑ Hydrogen in the Universe, NASA Website. URL visitada o 2 de junho de 2006.
  2. ↑ Kubas, G. J., Metal Dihydrogen and σ-Bond Complexes, Kluwer Academic/Plenum Publishers: New York, 2001
  3. ↑ «Webelements – Hydrogen historical information». Consultado o 15 de setembro de 2005.
  4. ↑ Berman R, Cooke AH, Hill RW. Cryogenics, Ann. Rev. Phys. Chem. 7 (1956). 1–20.
  5. ↑ «Jefferson Lab – Hydrogen». Consultado o 15 de setembro de 2005.
  6. ↑ Shriver, D.F.; Atkins, P.W.; Langford, C.H. Química Inorgánica. Vol. 1. Segunda edição. Reverté. 1997.
  7. ↑ a b c Miessler GL, Tarr DÁ. (2004). Inorganic Chemistry 3rd ed. Pearson Prentice Hall: Upper Saddle River, NJ, USA
  8. ↑ Gurov YB, Aleshkin DV, Berh MN, Lapushkin SV, Morokhov PV, Pechkurov VAI, Poroshin NÃO, Sandukovsky VG, Tel'kushev MV, Chernyshev BA, Tschurenkova TD. (2004). Spectroscopy of superheavy hydrogen isotopes in stopped-pion absorption by nuclei. Physics of Atomic Nuclei 68(3):491–497.
  9. ↑ Korsheninnikov AA. et a o. (2003). Experimental Evidence for the Existence of 7H and for a Specific Structure of 8Tenho. Phys Rev Lett 90, 082501.
  10. ↑ «Universal Industrial Gases, Inc. – Hydrogen (H2) Applications and Uses». Consultado o 15 de setembro de 2005.
  11. ↑ Tikhonov VI, Volkov AA. (2002). Separation of water into its ortho and para isomers. Science 296(5577):2363.
  12. ↑ NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual. CH. 6 - Hydrogen. Document GRC-MQSA.001, março 2006. [1]
  13. ↑ Milenko YY, Sibileva RM, Strzhemechny MA. (1997). Natural ortho-para conversion rate in liquid and gaseous hydrogen. J Low Temp Phys 107(1-2):77–92.
  14. ↑ Svadlenak RE, Scott AB. (1957). The Conversion of Ortho-to Parahydrogen on Iron Oxide-Zinco Oxide Catalysts. J Am Chem Soc 79(20); 5385–5388.
  15. ↑ «H3+ Resource Center». Universities of Illinois and Chicago. Consultado o 09-02-2007.
  16. ↑ Weir, S.T.; A.C. Mitchell e W. J. Nellis (1996). «[Expressão errónea: operador < inesperado Metallization of fluuam molecular hydrogen at 140 GPa (1.4 Mbar)]» (em inglês). Physical Review Letters 76:  pp. 1860. doi:10.1103/PhysRevLett.76.1860. 
  17. ↑ K. Moers, (1920). 2. Z. Anorg. Allgem. Chem., 113:191.
  18. ↑ Downs AJ, Pulham CR. (1994). The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation. Chem Soc Rev 23:175–83.
  19. ↑ Hibbs DE, Jones C, Smithies NA. (1999). A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterization of [InH3{P(C6H11)3}]. Chem Commum 185–6.
  20. ↑ Okumura M, Yeh LI, Myers JD, Lê YT. (1990). Infrared spectra of the solvated hydronium ion: vibrational predissociation spectroscopy of mass-selected H3Ou+•H2On•H2m.
  21. ↑ Perdoncin G, Scorrano G. (1977). Protonation equilibria in water at several temperatures of alcohols, ethers, acetone, dimethyl sulfide, and dimethyl sulfoxide. 99(21); 6983–6986.
  22. ↑ Carrington A, McNab IR. (1989). The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H3+). Accounts of Chemical Research 22:218–22.

Bibliografía adicional

Enlaces externos

Wikcionario

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