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Dihidrógeno

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Este artículo trata sobre la molécula de H2. Para otros usos de este término, véase Hidrógeno (desambiguación).
Para el elemento químico H, véase Hidrógeno.

El hidrógeno molecular o dihidrógeno[2]​ (antiguamente llamado hidrógeno o hidrógeno gaseoso) es una molécula diatómica compuesta por dos átomos de hidrógeno; a temperatura ambiente es un gas inflamable, incoloro e inodoro.

 
Dihidrógeno
Nombre IUPAC
Dihidrógeno
General
Fórmula semidesarrollada
Fórmula molecular
Identificadores
Número CAS 1333-74-0[1]​
ChEBI 18276
ChemSpider 762
DrugBank DB15127
PubChem 783
UNII 7YNJ3PO35Z
KEGG C00282
InChI=InChI=1S/H2/h1H
Key: UFHFLCQGNIYNRP-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Densidad 0,0899 kg/m³; 8,99E−5 g/cm³
Masa molar 2,01589(4) g/mol
Punto de fusión 14,025 K (−259 °C)
Punto de ebullición 20,268 K (−253 °C)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 1.62 mg/L a 21 °C
Termoquímica
S0gas, 1 bar 130,680 ± 0,003 J·mol–1·K
Peligrosidad
SGA
NFPA 704

4
0
0
Temperatura de autoignición 500 K (227 °C) °C
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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En el laboratorio se obtiene mediante la reacción de ácidos con metales como el zinc e industrialmente mediante la electrólisis del agua. El dihidrógeno se emplea en la producción de amoniaco, como combustible alternativo y recientemente para el suministro de energía en las pilas de combustible.

Tiene un punto de ebullición de tan solo 20,27 K (-252,88 °C) y un punto de fusión de 14,02 K (-259,13 °C). A muy alta presión, tal como la que se produce en el núcleo de las estrellas gigantes de gas, las moléculas mudan su naturaleza y el dihidrógeno se convierte en un líquido metálico (ver hidrógeno metálico). A muy baja presión, como la del espacio, el elemento hidrógeno tiende a existir como átomos individuales, simplemente porque es muy baja la probabilidad de que se combinen. Sin embargo, cuando esto sucede pueden llegar a formarse nubes de H2 que se asocian a la génesis de las estrellas.

Aplicaciones

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En la industria química y petroquímica se requieren grandes cantidades de H2. La aplicación principal del H2 es para el procesamiento (refinación) de combustibles fósiles y para la síntesis del amoníaco (proceso de Haber). Los procesos fundamentales que consumen H2 en una planta petroquímica son la hidrodesalquilación, la hidrodesulfurización y el hidrocraking.[3]​ El H2 posee otros muchos usos como agente hidrogenante, particularmente en el incremento de la saturación de las grasas y los aceites insaturados (que se encuentran en productos como la margarina), y en la producción de metanol. Se emplea también en la fabricación del ácido clorhídrico y como agente reductor para minerales metálicos.

Aparte de sus usos como reactivo, el H2 posee muchas aplicaciones en Física e Ingeniería. Se usa para el escudo de gas en métodos de soldadura, tales como la soldadura de hidrógeno atómico. El H2 se emplea como refrigerante en generadores eléctricos en las estaciones eléctricas, ya que es el gas con mayor conductividad térmica. El H2 líquido se usa en la investigación criogénica, incluyendo el estudio de la superconductividad. Puesto que el H2 es más ligero que el aire (posee una densidad poco mayor que la quinceava parte de la del aire) fue usado como gas de relleno para globos aerostáticos y aeronaves. Sin embargo, este uso fue abandonado tras el desastre del Hindenburg que evidenció la peligrosidad del hidrógeno cuando es usado para estos fines. No obstante, aún se sigue usando para inflar globos sonda meteorológicos.

Los isótopos del hidrógeno también tienen sus aplicaciones particulares. El deuterio (²H) posee aplicaciones en el campo de la fisión nuclear, como moderador para frenar neutrones, y también tiene aplicaciones en reacciones de fusión nuclear. Los compuestos de deuterio tienen usos en Química y Biología, sobre todo en los estudios de los efectos isotópicos. El tritio (³H), generado en los reactores nucleares, se usa en la producción de bombas de hidrógeno, como radiomarcador en Ciencias Biológicas, y como fuente de radiación en pinturas luminiscentes.

La temperatura de equilibrio del punto triple del dihidrógeno es un punto fijo definido en la escala de temperaturas ITS-90.

El spin o giro de la molécula de dihidrógeno puede ser alineado homogéneamente mediante ondas de radiofrecuencia. Esta propiedad es el fundamento de la resonancia magnética nuclear, dispositivo de obtención de imágenes que es capaz de recoger información en función de la diferente velocidad de recuperación del spin original de las moléculas de hidrógeno (presentes en el agua) de los diferentes tejidos de un ser vivo.

El dihidrógeno como portador de energía

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Prototipo de vehículo alimentado con hidrógeno.

El dihidrógeno es una fuente de energía tanto por combustión en presencia de oxígeno como en el hipotético contexto de plantas comerciales de fusión nuclear alimentadas por protio, deuterio o tritio (isótopos naturales del hidrógeno), una tecnología que actualmente se encuentra en desarrollo en reactores experimentales ITER. La energía del Sol proviene de la fusión nuclear del hidrógeno, sin embargo, es un proceso complicado de conseguir en la Tierra. El dihidrógeno elemental obtenido de fuentes solares, biológicas o eléctricas cuesta mucha más energía para producirlo de la que se obtiene de su combustión. El dihidrógeno puede generarse a partir de fuentes fósiles (como el metano) gastando menos energía de la que se obtiene, pero se trata de fuentes no renovables que, además son fuentes energéticas por sí mismas.

Dihidrógeno como combustible

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Se ha hablado mucho del dihidrógeno molecular como posible portador de energía. El uso del H2 tendría la ventaja de que las fuentes fósiles podrían usarse directamente para la obtención del gas (a partir de metano, por ejemplo). El H2 usado en los medios de transporte produciría una combustión limpia en la que el único producto sería el agua, eliminando por completo las emisiones de CO2.

Sin embargo, los costes para la infraestructura necesaria para llevar a cabo una conversión completa a una economía del dihidrógeno serían sustanciales.[4]​ Además, la densidad energética del dihidrógeno líquido o gaseoso (dentro de unas presiones prácticas) es significativamente menor que los combustibles tradicionales.

Por ejemplo, puede emplearse en motores de combustión interna. Una flota de automóviles con motores de este tipo es mantenida en la actualidad por Chrysler-BMW. Además, las pilas de combustible en desarrollo parece que serán capaces de ofrecer una alternativa limpia y económica a los motores de combustión interna.

Véase también: Energías renovables en Alemania

Debido a que el hidrógeno es escaso en forma libre y la mayor parte de él se encuentra combinado con otros elementos, no es una fuente de energía primaria, como sí lo son el gas natural, el petróleo y el carbón. En realidad, el dihidrógeno es un vector energético, es decir un portador de energía que se debe producir a partir de fuentes primarias. Aun así, el dihidrógeno como combustible presenta diversas ventajas. El dihidrógeno se quema en el aire libre cuando hay concentraciones entre el 4 y el 75 % de su volumen. En cambio, el gas natural lo hace entre el 5,4 y el 15 %. La temperatura por combustión espontánea es de 585 °C, mientras que para el gas natural es de 540 °C. El gas natural explota en concentraciones del 6,3 al 14 %, mientras que el dihidrógeno requiere concentraciones entre el 13 y el 64 %, por lo que el gas natural es más explosivo que el dihidrógeno.

En la actualidad existen cuatro formas de utilizar el hidrógeno para producir energía:

  • Uniendo sus núcleos dentro de un reactor denominado Tokamak, durante el proceso conocido como fusión nuclear.
  • Combinándolo electroquímicamente con el dioxígeno sin generar llama para producir directamente electricidad dentro de un reactor conocido como pila de combustible.
  • Combinándolo químicamente con el dioxígeno del aire a través de quemadores convencionales y a través de procesos catalíticos, método que cuenta con una amplia aplicación doméstica.
  • Combinándolo químicamente con el oxígeno en medio acuoso dentro de una caldera no convencional para producir vapor motriz, en el ciclo conocido como Chan K'iin [1].

Uno de los principales problemas que se tienen con el dihidrógeno es su almacenamiento y transporte. Si se confina en forma gaseosa, el contenedor tendría que soportar presiones de hasta 200 atmósferas. Si se desea almacenar en forma líquida, se tiene que enfriar a -253 °C y posteriormente guardarse en un depósito perfectamente aislado. Otra forma de almacenamiento se puede llevar a cabo mediante una reacción química reversible con diversas sustancias para formar hidruros metálicos.

Propiedades físicas y químicas

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Las características de solubilidad y de adsorción del dihidrógeno con varios metales son muy importantes en la metalurgia (algunos metales pueden sufrir debilitamiento por hidrógeno) y en el desarrollo de formas seguras de almacenamiento para su uso como combustible. El dihidrógeno es muy soluble en muchos compuestos formados por metales de las tierras raras y metales de transición,[5]​ y puede disolverse tanto en metales cristalinos como en metales amorfos.[6]​ La solubilidad del dihidrógeno en los metales está influenciada por las distorsiones locales y las impurezas de la red cristalina del metal.[7]​

Combustión

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En la imagen se aprecia la diferencia entre la llama de dihidrógeno (en los motores de la lanzadera, casi invisible) y las llamas de otros combustibles (en los cohetes propulsores laterales).

El dihidrógeno gaseoso es muy inflamable y arde en concentraciones muy bajas en aire (4 % de H2). La entalpía de combustión del dihidrógeno es −286 kJ/mol, y la reacción de combustión es la siguiente:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ/mol

Cuando se mezcla con dioxígeno en un amplio rango de proporciones el dihidrógeno explota. En el aire, el dihidrógeno arde violentamente. Las llamas de dioxígeno y dihidrógeno puro son casi invisibles al ojo humano, como se constata al ver lo tenues que son las llamas de los motores principales de las lanzaderas espaciales (en contraposición a lo fácilmente visibles que son las llamas de los cohetes impulsores de las lanzaderas). Por este motivo, es difícil detectar visualmente si un escape de dihidrógeno está ardiendo. Las llamas que se aprecian en las fotos del dirigible Hindenburg son llamas de dihidrógeno coloreadas por el material de la cubierta de la aeronave, que contenía carbono y polvo de aluminio pirofórico, así como otros materiales combustibles.[8]​ (Independientemente de la causa de este incendio, es claro que se produjo la ignición del dihidrógeno, ya que en ausencia de este gas la cubierta del dirigible habría tardado horas en quemarse).[9]​ Otra característica de los fuegos alimentados por dihidrógeno es que las llamas tienden a ascender rápidamente con el gas a través del aire (algo que también se puede apreciar en las fotografías del accidente del Hindenburg), causando menos daños que los fuegos alimentados por hidrocarburos. Por ejemplo, dos tercios de los pasajeros del dirigible sobrevivieron al incendio, y muchas de las muertes que se produjeron fueron por caídas al vacío y por la combustión de gasolina.[10]​

El H2 reacciona directamente con otros elementos oxidantes. Puede producirse una reacción espontánea y violenta a temperatura ambiente en presencia de dicloro o diflúor, con la formación de los correspondientes halogenuros de hidrógeno: cloruro de hidrógeno y fluoruro de hidrógeno.

Historia

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Descubrimiento del H2

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El hidrógeno diatómico gaseoso, H2, fue formalmente descrito por primera vez por T. Von Hohenheim (más conocido como Paracelso, 1493 - 1541) que lo obtuvo artificialmente mezclando metales con ácidos fuertes. Paracelso no era consciente de que el gas inflamable generado en estas reacciones químicas estaba formado por un nuevo elemento químico. En 1671, Robert Boyle redescubrió y describió la reacción que se producía entre limaduras de hierro y ácidos diluidos, y que generaba dihidrógeno gaseoso.[11]​

En 1766, Henry Cavendish fue el primero en reconocer el dihidrógeno gaseoso como una sustancia discreta, identificando el gas producido en la reacción un metal y un ácido como "aire inflamable" y descubriendo que la combustión del gas generaba agua. Cavendish tropezó con el dihidrógeno cuando experimentaba con ácidos y mercurio. Aunque asumió erróneamente que el dihidrógeno era un componente liberado por el mercurio y no por el ácido, fue capaz de describir con precisión varias propiedades fundamentales del dihidrógeno. Tradicionalmente, se considera a Cavendish el descubridor de este elemento.

En 1783, Antoine Lavoisier dio al elemento el nombre de hidrógeno (en francés Hydrogène, del griego ὕδωρ, ὕδᾰτος, "agua" y γένος-ου, "generador") cuando comprobó (junto a Laplace) el descubrimiento de Cavendish de que la combustión del gas generaba agua.

Primeros usos

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Uno de los primeros usos que se dio al dihidrógeno gaseoso fue como gas de relleno para globos aerostáticos y, más tarde, otras aeronaves. El dihidrógeno gaseoso se obtenía por reacción entre el ácido sulfúrico y el hierro metálico. La alta y rápida inflamabilidad del dihidrógeno gaseoso se dejó patente en la tragedia del dirigible Hindenburg en 1937, que se incendió cuando aterrizaba provocando la muerte de 35 personas. Debido a esta peligrosidad que presentaba el dihidrógeno gaseoso, fue reemplazado posteriormente en globos y aeronaves por el helio gaseoso, un gas inerte.

 
El dihidrógeno puede inflamarse rápidamente en el aire. Esto es lo que sucedió en el desastre del Hindenburg, el 6 de mayo de 1937.

Obtención y producción

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El H2 se obtiene en laboratorios de Química y de Biología, a menudo como subproducto de otras reacciones; en la industria se obtiene para la hidrogenación de sustratos insaturados; y en la naturaleza como medio para expeler equivalentes reductores en las reacciones bioquímicas.

Síntesis en laboratorio

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En el laboratorio, el H2 suele obtenerse por la reacción de ácidos con metales, tales como el zinc.

Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2

En el caso del aluminio, no solo se genera H2 cuando es tratado con un ácido, sino que también lo hace cuando se le trata con una base:

2 Al + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2

La electrólisis del agua es un método simple de producir dihidrógeno, aunque el gas resultante posee necesariamente menos energía de la requerida para producirlo. Una corriente de bajo voltaje atraviesa el agua, formándose dioxígeno gaseoso en el ánodo y dihidrógeno gaseoso en el cátodo. Generalmente, cuando se produce dihidrógeno que va a ser almacenado se emplea un cátodo de platino o de algún otro metal inerte. Por el contrario, si el dihidrógeno va a ser consumido in situ, es necesaria la presencia de dioxígeno para que se produzca la combustión y se procura que ambos electrodos (tanto ánodo como cátodo) sean de metal inerte (si se empleara un metal no inerte, por ejemplo el hierro, este se oxidaría y disminuiría la cantidad de dioxígeno que se desprende). La máxima eficiencia teórica (electricidad empleada frente al valor energético del dihidrógeno generado) es de entre un 80 % y un 94 %.[12]​

2H2O(aq) → 2H2(g) + O2(g)

En el año 2007 se descubrió que una aleación de aluminio y galio en forma de pastilla añadida al agua puede emplearse para obtener dihidrógeno.[13]​ El proceso también produce óxido de aluminio, pero el galio (que posee un elevado precio), que previene la formación de una capa de óxido en la superficie de la pastilla, puede reutilizarse. Este descubrimiento tiene importantes implicaciones en la economía del dihidrógeno, ya que este puede sintetizarse in situ fácilmente y no necesita ser transportado.

Síntesis industrial

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El dihidrógeno puede obtenerse de distintas maneras, pero las más económicas implican su extracción a partir de hidrocarburos. El dihidrógeno comercial se produce generalmente mediante el reformado con vapor del gas natural.[14]​ Este proceso consiste en la reacción de una corriente de vapor de agua con metano para originar monóxido de carbono y dihidrógeno, a una temperatura de entre 700 °C y 1100 °C.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Esta reacción está favorecida a bajas presiones, sin embargo, se lleva a cabo a altas presiones (20 atm) ya que el H2 de alta presión es el producto más comercializable. La mezcla producida se conoce como "gas de síntesis" porque a menudo se usa directamente para la producción de metanol y otros compuestos relacionados. Aparte del metano, pueden usarse otros hidrocarburos para generar el gas de síntesis con distintas proporciones de los componentes productos. Una de las complicaciones que se presenta en esta tecnología altamente optimizada es la formación de coque o carbón:

CH4 → C + 2 H2

Para evitarlo, el reformado con vapor suele emplear un exceso de H2O.

Puede recuperarse dihidrógeno adicional en este proceso a partir del monóxido de carbono, mediante una reacción de desplazamiento del agua gaseosa, especialmente con un catalizador de óxido de hierro. Esta reacción también se emplea industrialmente como fuente de dióxido de carbono:[14]​

CO + H2O → CO2 + H2

Otros métodos importantes para la producción de H2 incluyen la oxidación parcial de hidrocarburos:

CH4 + 0.5 O2 → CO + 2 H2

y la reacción del carbón, que puede servir como preludio a la reacción de desplazamiento mencionada anteriormente:[14]​

C + H2O → CO + H2

Muchas veces el dihidrógeno es producido y consumido en el mismo proceso industrial, sin necesidad de ser separado. En el proceso Haber - Bosch para la síntesis de amoníaco (el quinto compuesto más producido industrialmente en el mundo), el dihidrógeno se obtiene a partir del gas natural.

El dihidrógeno también se produce en cantidades significativas como un subproducto en la mayoría de los procesos petroquímicos de cracking con vapor y reformado. La electrólisis de la salmuera para obtener dicloro también genera dihidrógeno como subproducto.

También es posible obtenerlo mezclando sacarosa con cloro, a través de este proceso se libera hidrógeno molecular y como subproducto se obiene la sucralosa, la cual es empleada como edulcorante para regímenes dietéticos en sustitución del azúcar común.

Síntesis biológica

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Micrografía mostrando los cloroplastos en un tejido vegetal. Las hidrogenasas presentes en estos orgánulos son capaces de generar H2 gaseoso.

El dihidrógeno es un producto de algunos tipos de metabolismo anaeróbico y es generado por muchos microorganismos, generalmente a través de reacciones catalizadas por enzimas que contienen hierro o níquel, llamadas hidrogenasas. Estas enzimas catalizan la reacción redox reversible entre el H2 y sus dos protones y dos electrones. La evolución del dihidrógeno gaseoso tiene lugar en la transferencia de equivalentes reductores (producidos durante el metabolismo del piruvato) al agua.[15]​

La separación del agua, en la que esta se descompone en sus protones, electrones y dioxígeno, tiene lugar en las reacciones de la fase luminosa del metabolismo de los organismos fotosintéticos. Algunos de esos organismos -incluyendo el alga Chlamydomonas reinhardtii y las cianobacterias- han evolucionado desarrollando un segundo paso en las reacciones de la fase oscura en el que los protones se reducen para formar H2 gaseoso por la acción de hidrogenasas especializadas en los cloroplastos.[16]​ Se han realizado esfuerzos para modificar genéticamente las hidrogenasas bacterianas para sintetizar H2 gaseoso de manera eficiente incluso en presencia de dioxígeno.[17]​

Existen otras rutas poco frecuentes, aunque mecanísticamente interesantes, para la producción de H2 en la naturaleza. La nitrogenasa genera aproximadamente un equivalente de H2 por cada equivalente de N2 reducido a amoníaco. Algunas fosfatasas reducen fosfitos a H2.

Formas

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En condiciones normales, el gas dihidrógeno es una mezcla de moléculas de dos tipos de átomos de hidrógeno diferentes en función de la dirección del espín de sus electrones y núcleos. Estas formas se conocen como orto- y para-hidrógeno. El hidrógeno normal está compuesto por un 25 % de la forma para- y un 75 % de la forma orto-, la considerada "normal", aunque no pueda obtenerse en estado puro. Ambas formas tienen energías ligeramente diferentes, lo que provoca que sus propiedades físicas no sean idénticas; así por ejemplo, la forma para- tiene puntos de fusión y ebullición 0,1 K más bajos que la forma orto-.

Precauciones

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El dihidrógeno es un gas extremadamente inflamable. Reacciona violentamente con el diflúor y el dicloro, especialmente con el primero, con el que la reacción es tan rápida e imprevisible que no se puede controlar. También es peligrosa su despresurización rápida, ya que a diferencia del resto de gases, al expandirse por encima de -40 °C se calienta, pudiendo inflamarse.

Especificaciones técnicas del dihidrógeno
  • ICSC: 0001
  • CAS:
  • UN:1049
  • CE:001-001-00-9
  • Punto de ebullición: - 252,8 °C
  • Muy poco miscible en agua
  • Temperatura de autoignición 580 °C
  • Punto de congelación: - 252,9 °C
  • Temperatura crítica: - 240,9 °C

Peligros

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Físicos

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El gas es más ligero que el aire. El gas se mezcla bien con el aire, formándose fácilmente mezclas explosivas.

Químicos

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El calentamiento intenso puede originar combustión violenta o explosión. Reacciona violentamente con aire, dioxígeno, dicloro, diflúor y oxidantes fuertes originando peligro de incendio y explosión. Los metales catalizadores tales como el platino o el níquel aumentan la velocidad de este tipo de reacciones.

Incendios

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Evitar las llamas, no producir chispas y no fumar. Extremadamente inflamable. Su rango de inflamabilidad es muy grande. Muchas reacciones pueden producir incendio o explosión. Si es posible, cortar el suministro. Si se puede y no existe riesgo para el entorno próximo, dejar que el fuego se extinga por sí mismo. Apagar con agua pulverizada, polvo, dióxido de carbono y halón. El dihidrógeno cuando se produce fuego o explosión se quema con una llama casi invisible.

Explosión

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Las mezclas gas/aire son explosivas. Como prevención se debe tener la ventilación adecuada. Las herramientas manuales no deben generar chispas. Los equipos eléctricos y de alumbrado deben estar preparados a prueba de explosión. El incendio debe de combatirse desde un lugar protegido.

Derrames y fugas

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Para comprobar si existen escapes, utilizar agua y jabón. Evacuar la zona de peligro. Ventilar las áreas cerradas para prevenir la formación de atmósferas inflamables o deficientes en dioxígeno. La ventilación puede ser manual o mecánica. Eliminar todas las fuentes potenciales de ignición. Para ayuda adicional, consultar a un experto. Llevar equipo autónomo de respiración.

Exposición

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El dihidrógeno no es tóxico y está clasificado como un simple asfixiante. La cantidad necesaria para reducir las concentraciones del dioxígeno en un nivel inferior al requerido para soportar la vida causaría mezclas dentro de los rangos de inflamabilidad. Por tanto, se prohíbe la entrada en áreas que contengan mezclas inflamables debido al peligro inmediato de incendio o explosión. El dihidrógeno se puede absorber por inhalación y a través de la piel.

Al ocasionarse pérdidas en zonas confinadas, este líquido se evapora muy rápidamente originando una saturación total del aire, pudiendo producir asfixia, dificultad respiratoria, y pérdida de conocimiento. Como prevención se debe tener la ventilación adecuada introduciendo aire limpio.

En contacto con líquido se produce la congelación. Como prevención se deben utilizar guantes aislantes del frío y traje de protección.

Almacenamiento

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Almacenar los cilindros y contenedores en áreas bien ventiladas. Mantener los cilindros alejados de las fuentes de ignición y de material combustible. Evitar poner los cilindros en áreas en las que haya sales y otros productos químicos corrosivos. El almacenamiento del dihidrógeno debe de estar separado de los gases oxidantes, tales como dioxígeno, diflúor, etc. al menos a 6 metros de distancia.

Hidrogeneras

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Las hidrogeneras son las estaciones de servicio preparadas para servir dihidrógeno en los coches propulsados por pilas de combustible.

Véase también

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Referencias

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  1. ↑ Número CAS
  2. ↑ Connelly, Neil G. (2005). «Nomenclature of inorganic chemistry - IUPAC recommendations». Nomenclature of Inorganic Chemistry. p. 49, ISBN 0-85404-438-8. 
  3. ↑ «Los Alamos National Laboratory – Hydrogen». Archivado desde el original el 31 de agosto de 2005. Consultado el 15 de septiembre de 2005. 
  4. ↑ See Romm, Joseph (2004). The Hype about Hydrogen, Fact and Fiction in the Race to Save the Climate. Nueva York: Island Press.  (ISBN 1-55963-704-8)
  5. ↑ Takeshita T, Wallace WE, Craig RS. (1974). Hydrogen solubility in 1:5 compounds between yttrium or thorium and nickel or cobalt. Inorg Chem 13(9):2282.
  6. ↑ Kirchheim R, Mutschele T, Kieninger W. (1988). Hydrogen in amorphous and nanocrystalline metals Mater. Sci. Eng. 99: 457–462.
  7. ↑ Kirchheim R. (1988). Hydrogen solubility and diffusivity in defective and amorphous metals. Prog. Mater. Sci. 32(4):262–325.
  8. ↑ Bain A; Van Vorst WD (1999). «The Hindenburg tragedy revisited: the fatal flaw exposed». International Journal of Hydrogen Energy 24 (5): 399-403. 
  9. ↑ Dziadecki, John (2005). «Hindenburg Hydrogen Fire». Consultado el 16 de enero de 2007. 
  10. ↑ «The Hindenburg Disaster». Swiss Hydrogen Association. Archivado desde el original el 24 de junio de 2007. Consultado el 16 de enero de 2007. 
  11. ↑ «Webelements – Hydrogen historical information». Consultado el 15 de septiembre de 2005. 
  12. ↑ https://web.archive.org/web/20080216050327/http://bellona.org/filearchive/fil_Hydrogen_6-2002.pdf Informe de la empresa Bellona sobre el hidrógeno.
  13. ↑ «New process generates hydrogen from aluminum alloy to run engines, fuel cells». 
  14. ↑ a b c Oxtoby DW, Gillis HP, Nachtrieb NH. (2002). Principles of Modern Chemistry 5th ed. Thomson Brooks/Cole
  15. ↑ Cammack, R.; Frey, M.; Robson, R. Hydrogen as a Fuel: Learning from Nature; Taylor & Francis: London, 2001
  16. ↑ Kruse O, Rupprecht J, Bader KP, Thomas-Hall S, Schenk PM, Finazzi G, Hankamer B. (2005). Improved photobiological H2 production in engineered green algal cells. J Biol Chem 280(40):34170–7.
  17. ↑ United States Department of Energy FY2005 Progress Report. IV.E.6 Hydrogen from Water in a Novel Recombinant Oxygen-Tolerant Cyanobacteria System. HO Smith, Xu Q. http://www.hydrogen.energy.gov/pdfs/progress05/iv_e_6_smith.pdf Archivado el 29 de diciembre de 2016 en Wayback Machine. Visitado el 16 de agosto de 2006.

Enlaces externos

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