Vandenilis chemijoje. Vandenilis – charakteristikos, fizinės ir cheminės savybės

Vandenilis– pirmasis cheminis periodinės cheminių elementų lentelės elementas D.I. Mendelejevas. Cheminis elementas vandenilis yra pirmoje grupėje, pagrindiniame pogrupyje, pirmajame periodinės sistemos periode.

Santykinė vandenilio atominė masė = 1.

Vandenilis turi paprasčiausią atominę struktūrą, jis susideda iš vieno elektrono, esančio perinuklearinėje erdvėje. Vandenilio atomo branduolys susideda iš vieno protono.

Vandenilio atomas cheminėse reakcijose gali atsisakyti arba įgyti elektroną, sudarydamas dviejų tipų jonus:

H0 + 1ē → H1− H0 – 1ē → H1+.

Vandenilis– labiausiai paplitęs elementas Visatoje. Jis sudaro apie 88,6% visų atomų (apie 11,3% yra helio atomai, visų kitų elementų dalis kartu sudaro apie 0,1%). Taigi vandenilis yra pagrindinis žvaigždžių ir tarpžvaigždinių dujų komponentas. Tarpžvaigždinėje erdvėje šis elementas egzistuoja atskirų molekulių, atomų ir jonų pavidalu ir gali sudaryti molekulinius debesis, kurių dydis, tankis ir temperatūra labai skiriasi.

Vandenilio masės dalis žemės plutoje yra 1%. Tai devintas dažniausiai naudojamas elementas. Vandenilio svarba Žemėje vykstančiuose cheminiuose procesuose yra beveik tokia pat didelė kaip deguonies. Skirtingai nuo deguonies, kuris Žemėje egzistuoja ir surišto, ir laisvo pavidalo, beveik visas vandenilis Žemėje yra junginių pavidalu; Atmosferoje yra tik labai mažas vandenilio kiekis paprastos medžiagos pavidalu (0,00005 % tūrio sausam orui).

Vandenilis yra beveik visų organinių medžiagų dalis ir yra visose gyvose ląstelėse.

Vandenilio fizinės savybės

Paprasta medžiaga, kurią sudaro cheminis elementas vandenilis, turi molekulinę struktūrą. Jo sudėtis atitinka formulę H2. Kaip ir cheminis elementas, paprasta medžiaga taip pat vadinama vandeniliu.

Vandenilis– bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos, praktiškai netirpsta vandenyje. Esant kambario temperatūrai ir normaliam atmosferos slėgiui, tirpumas yra 18,8 ml dujų 1 litrui vandens.

Vandenilis– lengviausios dujos, jų tankis 0,08987 g/l. Palyginimui: oro tankis yra 1,3 g/l.

Vandenilis gali ištirpti metaluose, pavyzdžiui, viename paladžio tūryje gali ištirpti iki 850 tūrių vandenilio. Dėl itin mažo molekulinio dydžio vandenilis gali difuzuoti per daugelį medžiagų

Kaip ir kitos dujos, vandenilis kondensuojasi esant žemai temperatūrai į bespalvį skaidrų skystį. 252,8°C. Kai temperatūra pasiekia -259,2°C, vandenilis kristalizuojasi baltų kristalų pavidalu, panašiai kaip sniegas.

Skirtingai nuo deguonies, vandeniliui nėra būdinga alotropija

Vandenilio panaudojimas

Vandenilis naudojamas įvairiose pramonės šakose. Daug vandenilio sunaudojama amoniakui gaminti (NH3). Iš amoniako gaunamos azoto trąšos, sintetiniai pluoštai ir plastikai, vaistai.

Maisto pramonėje vandenilis naudojamas margarino, kuriame yra kietųjų riebalų, gamyboje. Norint juos gauti iš skystų riebalų, per juos praleidžiamas vandenilis.

Kai vandenilis dega deguonyje, liepsnos temperatūra yra apie 2500°C. Esant tokiai temperatūrai, ugniai atsparūs metalai gali būti išlydyti ir suvirinti. Taigi, suvirinant naudojamas vandenilis.

Skysto vandenilio ir deguonies mišinys naudojamas kaip raketų kuras.

Šiuo metu daugelis šalių pradėjo tyrimus, kaip pakeisti neatsinaujinančius energijos šaltinius (naftą, dujas, anglį) vandeniliu. Deguonyje deginant vandenilį susidaro aplinkai nekenksmingas produktas – vanduo, o ne anglies dioksidas, sukeliantis šiltnamio efektą.

Mokslininkai teigia, kad masinė vandeniliu varomų automobilių gamyba turėtų prasidėti XXI amžiaus viduryje. Bus plačiai naudojami namų kuro elementai, kurių veikimas taip pat pagrįstas vandenilio oksidavimu deguonimi.

XIX amžiaus pabaigoje – XX amžiaus pradžioje, Aviacijos eros pradžioje oro balionai, dirižabliai ir oro balionai buvo užpildyti vandeniliu, nes jis yra daug lengvesnis už orą. Tačiau dirižablių era po dirižablį įvykusios nelaimės ėmė sparčiai nykti į praeitį. Hindenburgas. 1937 m. gegužės 6 d. dirižablis, pripildytas vandenilio, jis užsiliepsnojo ir žuvo dešimtys jo keleivių.

Vandenilis yra labai sprogus tam tikra proporcija su deguonimi. Dėl saugos taisyklių nesilaikymo dirižablis užsidegė ir sprogo.

• Vandenilis– pirmasis cheminis periodinės cheminių elementų lentelės elementas D.I. Mendelejevas
• Vandenilis yra I grupėje, pagrindiniame pogrupyje, periodinės sistemos 1 periode
• Vandenilio valentingumas junginiuose – I
• Vandenilis– bespalvės dujos, bekvapės ir beskonės, praktiškai netirpsta vandenyje
• Vandenilis- lengviausios dujos
• Skystas ir kietas vandenilis susidaro žemoje temperatūroje
• Vandenilis gali ištirpti metaluose
• Vandenilio panaudojimas yra įvairus

Vandenilis yra numeris vienas periodinėje lentelėje, I ir VII grupėse iš karto. Vandenilio simbolis yra H (lot. Hydrogenium). Tai labai lengvos dujos, bespalvės ir bekvapės. Yra trys vandenilio izotopai: 1H – protis, 2H – deuteris ir 3H – tritis (radioaktyvus). Oras arba deguonis, reaguodami su paprastu vandeniliu H₂, yra labai degūs ir taip pat sprogūs. Vandenilis neišskiria toksiškų produktų. Jis tirpsta etanolyje ir daugelyje metalų (ypač šoniniame pogrupyje).

Vandenilio gausa Žemėje

Vandenilis, kaip ir deguonis, turi didelę reikšmę. Tačiau, skirtingai nei deguonis, beveik visas vandenilis yra susietas su kitomis medžiagomis. Laisvos būsenos jis randamas tik atmosferoje, tačiau jo kiekis ten itin nežymus. Vandenilis yra beveik visų organinių junginių ir gyvų organizmų dalis. Dažniausiai jis randamas oksido - vandens pavidalu.

Fizinės ir cheminės savybės

Vandenilis yra neaktyvus, o kaitinamas arba esant katalizatoriams, jis reaguoja su beveik visais paprastais ir sudėtingais cheminiais elementais.

Vandenilio reakcija su paprastais cheminiais elementais

Esant aukštesnei temperatūrai, vandenilis reaguoja su deguonimi, siera, chloru ir azotu. sužinosite, kokius eksperimentus su dujomis galima atlikti namuose.

Vandenilio sąveikos su deguonimi patirtis laboratorinėmis sąlygomis

Paimkime gryną vandenilį, kuris patenka per dujų išleidimo vamzdį, ir padegkime. Jis degs vos pastebima liepsna. Jei į bet kurį indą įdėsite vandenilio vamzdelį, jis toliau degs, o ant sienelių susidarys vandens lašeliai. Šis deguonis reagavo su vandeniliu:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q

Deginant vandeniliui, susidaro daug šiluminės energijos. Deguonies ir vandenilio mišinio temperatūra siekia 2000 °C. Deguonimi oksiduojamas vandenilis, todėl ši reakcija vadinama oksidacijos reakcija.

Normaliomis sąlygomis (be šildymo) reakcija vyksta lėtai. O aukštesnėje nei 550 ° C temperatūroje įvyksta sprogimas (susidaro vadinamosios detonuojančios dujos). Anksčiau vandenilis dažnai buvo naudojamas balionuose, tačiau įvyko daug nelaimingų atsitikimų dėl detonuojančių dujų susidarymo. Rutulio vientisumas buvo pažeistas ir įvyko sprogimas: vandenilis sureagavo su deguonimi. Todėl dabar naudojamas helis, kuris periodiškai kaitinamas liepsna.

Chloras reaguoja su vandeniliu ir susidaro vandenilio chloridas (tik esant šviesai ir šilumai). Cheminė vandenilio ir chloro reakcija atrodo taip:

H2 + Cl2 = 2HCl

Įdomus faktas: fluoro reakcija su vandeniliu sukelia sprogimą net tamsoje ir žemesnėje nei 0 ° C temperatūroje.

Azoto sąveika su vandeniliu gali įvykti tik kaitinant ir esant katalizatoriui. Šios reakcijos metu susidaro amoniakas. Reakcijos lygtis:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃

Sieros ir vandenilio reakcija įvyksta ir susidaro dujos – vandenilio sulfidas. Rezultatas yra supuvusių kiaušinių kvapas:

H₂ + S = H2S

Vandenilis ne tik tirpsta metaluose, bet ir gali su jais reaguoti. Dėl to susidaro junginiai, vadinami hidridais. Kai kurie hidridai naudojami kaip kuras raketose. Jie taip pat naudojami branduolinei energijai gaminti.

Reakcija su sudėtingais cheminiais elementais

Pavyzdžiui, vandenilis su vario oksidu. Paimkime vandenilio vamzdelį ir perleiskime jį per vario oksido miltelius. Visa reakcija vyksta kaitinant. Juodi vario milteliai taps rusvai raudoni (paprasto vario spalvos). Skysčio lašeliai atsiras ir ant nešildomų kolbos vietų – taip susidarė.

Cheminė reakcija:

CuO + H₂ = Cu + H2O

Kaip matome, vandenilis reagavo su oksidu ir redukuotu variu.

Atsigavimo reakcijos

Jei medžiaga reakcijos metu pašalina oksidą, ji yra reduktorius. Naudojant vario oksido reakcijos pavyzdį matome, kad vandenilis buvo reduktorius. Jis taip pat reaguoja su kai kuriais kitais oksidais, tokiais kaip HgO, MoO₃ ir PbO. Bet kurioje reakcijoje, jei vienas iš elementų yra oksidatorius, kitas bus reduktorius.

Visi vandenilio junginiai

Vandenilio junginiai su nemetalais- labai lakios ir nuodingos dujos (pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, silanas, metanas).

Vandenilio halogenidai– Dažniausiai naudojamas vandenilio chloridas. Ištirpęs susidaro druskos rūgštis. Šiai grupei taip pat priklauso: vandenilio fluoridas, vandenilio jodidas ir vandenilio bromidas. Dėl visų šių junginių susidaro atitinkamos rūgštys.

Vandenilio peroksidas(cheminė formulė H2O2) pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis.

Vandenilio hidroksidai arba vandens H2O.

Hidridai- tai junginiai su metalais.

Hidroksidai- tai rūgštys, bazės ir kiti junginiai, kuriuose yra vandenilio.

Organiniai junginiai: baltymai, riebalai, lipidai, hormonai ir kt.

Jis užima pirmąją vietą Mendelejevo periodinėje cheminių elementų lentelėje ir žymimas simboliu H.

Skaityti straipsnį ir eikite į svetainę www.h2miraclewater-russia.ru Norėdami gauti daugiau informacijos apie vandenilio aparatą ir vandenilinį vandenį.

29 paskaita

Vandenilis. Vanduo

Paskaitos metmenys:

Vanduo. Cheminės ir fizinės savybės

Vandenilio ir vandenilio vaidmuo gamtoje

Vandenilis kaip cheminis elementas

Vandenilis yra vienintelis D.I. Mendelejevo periodinės lentelės elementas, kurio vieta yra dviprasmiška. Jo cheminis simbolis periodinėje lentelėje rašomas du kartus: tiek IA, tiek VIIA grupėse. Tai paaiškinama tuo, kad vandenilis turi nemažai savybių, jungiančių jį tiek su šarminiais metalais, tiek su halogenais (14 lentelė).

14 lentelė

Vandenilio savybių palyginimas su šarminių metalų ir halogenų savybėmis

Gamtoje vandenilis egzistuoja trijų izotopų, kurių masės skaičiai yra 1, 2 ir 3, pavidalu: protis 1 1 H, deuteris 2 1 D ir tritis 3 1 T. Pirmieji du yra stabilūs izotopai, o trečiasis – radioaktyvūs. Protium vyrauja natūraliame izotopų mišinyje. Kiekybiniai izotopų H:D:T santykiai yra 1:1,46 10 -5: 4,00 10 -15.

Vandenilio izotopų junginiai skiriasi vienas nuo kito savybėmis. Pavyzdžiui, lengvo protiumo vandens (H 2 O) virimo ir užšalimo taškai yra atitinkamai – 100 o C ir 0 o C, o deuterio vandens (D 2 O) – 101,4 o C ir 3,8 o C. Reakcijos greitis dalyvaujant lengvas vanduo yra aukštesnis nei sunkusis vanduo.

Visatoje vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas – jis sudaro apie 75% Visatos masės arba daugiau nei 90% visų jos atomų. Vandenilis yra vandens dalis svarbiausiame geologiniame Žemės apvalkale – hidrosferoje.

Vandenilis kartu su anglimi sudaro visas organines medžiagas, t.y. yra gyvojo Žemės apvalkalo – biosferos – dalis. Žemės plutoje – litosferoje – vandenilio masė yra tik 0,88%, t.y. jis užima 9 vietą tarp visų elementų. Žemės oro apvalkalas - atmosferoje yra mažiau nei milijonoji viso tūrio, tai yra molekulinio vandenilio dalis. Jis randamas tik viršutiniuose atmosferos sluoksniuose.

Vandenilio gamyba ir naudojimas

Pirmą kartą vandenilį XVI amžiuje gavo viduramžių gydytojas ir alchemikas Paracelsas, panardinęs geležies plokštę į sieros rūgštį, o 1766 m. anglų chemikas Henry Cavendish įrodė, kad vandenilis susidaro ne tik geležies sąveikoje su sieros rūgštimi, bet ir kitus metalus su kitomis rūgštimis. Cavendish taip pat pirmą kartą aprašė vandenilio savybes.

IN laboratorija sąlygomis vandenilis gaunamas:

1. Metalų sąveika su rūgštimi:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2

2. Šarminių ir šarminių žemių metalų sąveika su vandeniu

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

IN pramonė Vandenilis gaunamas šiais būdais:

1. Druskų, rūgščių ir šarmų vandeninių tirpalų elektrolizė. Dažniausiai naudojamas tirpalas yra valgomoji druska:

2NaCl + 2H 2O →el. srovė H 2 + Cl 2 + NaOH

2. Vandens garų sumažinimas karštu koksu:

C + H 2 O → t CO + H 2

Gautas anglies monoksido ir vandenilio mišinys vadinamas vandens dujos (sintezės dujos), ir plačiai naudojamas įvairių cheminių produktų (amoniako, metanolio ir kt.) sintezei. Norint atskirti vandenilį nuo vandens dujų, kaitinant vandens garais anglies monoksidas paverčiamas anglies dioksidu:

CO + H 2 → t CO 2 + H 2

3. Šildymo metanas esant vandens garams ir deguoniui. Šis metodas šiuo metu yra pagrindinis:

2CH 4 + O 2 + 2H 2 O → t 2CO 2 + 6H 2

Vandenilis plačiai naudojamas:

1. pramoninė amoniako ir vandenilio chlorido sintezė;

2. metanolio ir sintetinio skystojo kuro, kaip sintezės dujų dalies, gavimas (2 tūriai vandenilio ir 1 tūris CO);

3. naftos frakcijų hidrinimas ir hidrokrekingas;

4. skystų riebalų hidrinimas;

5. metalų pjovimas ir suvirinimas;

6. volframo, molibdeno ir renio gavimas iš jų oksidų;

7. kosminiai varikliai kaip kuras.

8. Termobranduoliniuose reaktoriuose vandenilio izotopai naudojami kaip kuras.

Vandenilio fizinės ir cheminės savybės

Vandenilis yra bespalvės, beskonės ir bekvapės dujos. Tankis Nr. 0,09 g/l (14 kartų lengvesnis už orą). Vandenilis blogai tirpsta vandenyje (100 tūrių vandens yra tik 2 tūriai dujų), tačiau jį gerai sugeria d-metalai – nikelis, platina, paladis (viename tūryje paladžio ištirpsta iki 900 tūrių vandenilio).

Cheminėse reakcijose vandenilis turi ir redukuojančių, ir oksiduojančių savybių. Dažniausiai vandenilis veikia kaip reduktorius.

1. Sąveika su nemetalais. Vandenilis su nemetalais sudaro lakiuosius vandenilio junginius (žr. 25 paskaitą).

Su halogenais reakcijos greitis ir sąlygos skiriasi nuo fluoro iki jodo: su fluoru vandenilis sprogstamai reaguoja net tamsoje, su chloru reakcija vyksta gana ramiai, mažai švitinant šviesa, su bromu ir jodu reakcijos yra grįžtamos ir vyksta tik kaitinant:

H 2 + F 2 → 2HF

H 2 + Cl 2 → hν 2HCl

H 2 + I 2 → t 2HI

Su deguonimi o sieros vandenilis reaguoja šiek tiek kaitindamas. Deguonies ir vandenilio mišinys santykiu 1:2 vadinamas sprogstamųjų dujų:

H 2 + O 2 → t H 2 O

H 2 + S → t H 2 S

Su azotu, fosforu ir anglimi reakcija vyksta esant karščiui, padidintam slėgiui ir esant katalizatoriui. Reakcijos yra grįžtamos:

3H2 + N2 → kat., p, t2NH3

2H 2 + 3P → kat., p, t3PH 3

H 2 + C → kat., p, t CH 4

2. Sąveika su sudėtingomis medžiagomis. Aukštoje temperatūroje vandenilis redukuoja metalus iš jų oksidų:

CuO + H 2 → t Cu + H 2 O

3. At sąveika su šarminiais ir žemės šarminiais metalais Vandenilis pasižymi oksidacinėmis savybėmis:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

4. Sąveika su organinėmis medžiagomis. Vandenilis aktyviai sąveikauja su daugeliu organinių medžiagų, tokios reakcijos vadinamos hidrinimo reakcijomis. Apie tokias reakcijas plačiau bus kalbama rinkinio III dalyje „Organinė chemija“.

MINSK LENGVĖS PRAMONĖS TECHNOLOGIJŲ IR DIZAINO KOLEDIJA

Abstraktus

disciplina: chemija

Tema: „Vandilis ir jo junginiai“

Parengė: I kurso studentas 343 grupės

Viskup Elena

Patikrinta: Alyabyeva N.V.

Minskas 2009 m

Vandenilio atomo struktūra periodinėje lentelėje

Oksidacijos būsenos

Paplitimas gamtoje

Vandenilis kaip paprasta medžiaga

Vandenilio junginiai

Nuorodos

Vandenilio atomo struktūra periodinėje lentelėje

Pirmasis periodinės lentelės elementas (1-as laikotarpis, eilės numeris 1). Jis neturi visiškos analogijos su kitais cheminiais elementais ir nepriklauso jokiai grupei, todėl lentelėse sąlyginai patenka į IA ir/ar VIIA grupę.

Vandenilio atomas yra mažiausias ir lengviausias iš visų elementų atomų. Elektroninė atomo formulė yra 1s 1. Įprasta elemento egzistavimo forma laisvoje būsenoje yra dviatomė molekulė.

Oksidacijos būsenos

Vandenilio atomo junginiuose, kuriuose yra daugiau elektroneigiamų elementų, oksidacijos būsena yra +1, pavyzdžiui, HF, H 2 O ir kt. O junginiuose su metalų hidridais vandenilio atomo oksidacijos būsena yra -1, pavyzdžiui, NaH, CaH 2 ir tt Jo elektronegatyvumo vertė yra tarpinė tarp tipiškų metalų ir nemetalų. Gali kataliziškai redukuoti daugelį organinių junginių organiniuose tirpikliuose, tokiuose kaip acto rūgštis arba alkoholis: nesočiuosius junginius į sočiuosius, kai kuriuos natrio junginius iki amoniako ar aminų.

Paplitimas gamtoje

Natūralus vandenilis susideda iš dviejų stabilių izotopų – protio 1 H, deuterio 2 H ir tričio 3 H. Deuteris kitaip žymimas kaip D, o tritis – kaip T. Galimi įvairūs deriniai, pvz., NT, HD, TD, H 2, D 2 , T2. Vandenilis gamtoje labiau paplitęs įvairių junginių pavidalu su siera (H 2 S), deguonimi (vandens pavidalu), anglimi, azotu ir chloru. Rečiau junginių su fosforu, jodu, bromu ir kitais elementais pavidalu. Tai yra visų augalų ir gyvūnų organizmų, naftos, iškastinių anglių, gamtinių dujų, daugelio mineralų ir uolienų dalis. Laisvoje būsenoje mažais kiekiais randama labai retai - vulkaninėse dujose ir organinių liekanų skilimo produktuose. Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas Visatoje (apie 75%). Tai yra Saulės ir daugumos žvaigždžių, taip pat Jupiterio ir Saturno planetų, kurias daugiausia sudaro vandenilis, sudedamoji dalis. Kai kuriose planetose vandenilis gali egzistuoti kietu pavidalu.

Vandenilis kaip paprasta medžiaga

Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų kovalentine nepoline jungtimi. Fizinės savybės- dujos be spalvos ir kvapo. Jis plinta greičiau nei kitos dujos erdvėje, praeina per mažas poras, o esant aukštai temperatūrai palyginti lengvai prasiskverbia į plieną ir kitas medžiagas. Turi aukštą šilumos laidumą.

Cheminės savybės. Įprastoje būsenoje esant žemai temperatūrai jis neaktyvus, nekaitindamas (esant šviesai) reaguoja su fluoru ir chloru.

Jis aktyviau sąveikauja su nemetalais nei su metalais.

Sąveikaujant su įvairiomis medžiagomis, gali pasižymėti ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis.

Vandenilio junginiai

Vienas iš vandenilio junginių yra halogenai. Jie susidaro, kai vandenilis susijungia su VIIA grupės elementais. HF, HCl, HBr ir HI yra bespalvės dujos, gerai tirpios vandenyje.

Kadangi HBr ir HI yra tipiški reduktoriai, jų negalima gauti mainų reakcijos būdu, kaip HCl.

CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HF

Vanduo yra labiausiai paplitęs vandenilio junginys gamtoje.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Jis neturi spalvos, skonio, kvapo. Labai silpnas elektrolitas, bet aktyviai reaguoja su daugeliu metalų ir nemetalų, baziniais ir rūgštiniais oksidais.

2H 2O + 2Na = 2NaOH + H2

H 2 O + BaO = Ba(OH) 2

3H 2 O + P 2 O 5 = 2H 3 PO 4

Sunkusis vanduo (D 2 O) yra izotopinė vandens atmaina. Medžiagų tirpumas sunkiajame vandenyje yra žymiai mažesnis nei įprastame vandenyje. Sunkusis vanduo yra nuodingas, nes lėtina biologinius procesus gyvuose organizmuose. Pakartotinės vandens elektrolizės metu kaupiasi elektrolizės liekanose. Naudojamas kaip aušinimo skystis ir neutronų moderatorius branduoliniuose reaktoriuose.

Hidridai – tai vandenilio sąveika su metalais (aukštoje temperatūroje) arba nemetalais, kurie yra mažiau elektronneigiami nei vandenilis.

Si + 2H 2 = SiH 4

Pats vandenilis buvo atrastas XVI amžiaus pirmoje pusėje. Paracelsas. 1776 m. G. Cavendish pirmą kartą ištyrė jo savybes 1783-1787 m., A. Lavoisier įrodė, kad vandenilis yra vandens dalis, įtraukė jį į cheminių elementų sąrašą ir pasiūlė pavadinimą „vandenilis“.

Nuorodos

1. M.B. Volovičius, O.F. Kabardinas, R.A. Lidinas, L. Yu. Alikberova, V.S. Rokhlovas, V.B. Pyatuninas, Yu.A. Simagin, S.V. Simonovich/Moksleivių vadovas/Maskva „AST-PRESS BOOK“ 2003 m.

2. I.L. Knunyats / Cheminė enciklopedija / Maskvos „Tarybų enciklopedija“ 1988 m.

3. I.E. Šimanovičius / Chemija 11 / Minskas „Liaudies asveta“ 2008 m.

4. F. Cotton, J. Wilkinson / Šiuolaikinė neorganinė chemija / Maskvos „Mir“ 1969 m.