powered by CADENAS

Social Share

Водород (22334 views - Periodic Table Of Elements)

Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе. Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T). Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.
Go to Article

Explanation by Hotspot Model

Youtube


    

Водород

Водород

1 ВодородГелий
H

Li
ВодородГелийЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеонНатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргонКалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецЖелезоКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптонРубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийОловоСурьмаТеллурИодКсенонЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоРтутьТаллийСвинецВисмутПолонийАстатРадонФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклийКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБорийХассийМейтнерийДармштадтийРентгенийКоперницийНихонийФлеровийМосковийЛиверморийТеннессинОганесон
1H
Внешний вид простого вещества

Газ без цвета, запаха и вкуса
Свойства атома
Название, символ, номер

Водород / Hydrogenium (H), 1

Атомная масса
(молярная масса)

[1,00784; 1,00811][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

1s1

Радиус атома

53 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

32 пм

Радиус иона

54 (−1 e) пм

Электроотрицательность

2,20[2] (шкала Полинга)

Степени окисления

1,0, −1

Энергия ионизации
(первый электрон)

 1311,3 (13,595) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

0,0000899 (при 273 K (0 °C)) г/см³

Температура плавления

14,01K; -259,14 °C; -434,45 °F

Температура кипения

20,28K; -252,87 °C; -423,17 °F

Уд. теплота плавления

0,117 кДж/моль

Уд. теплота испарения

0,904 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

28,47[3] Дж/(K·моль)

Молярный объём

14,1 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

гексагональная

Параметры решётки

a=3,780 c=6,167 Å

Отношение c/a

1,631

Температура Дебая

110 K

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) 0,1815 Вт/(м·К)

Номер CAS

12385-13-6

Эмиссионный спектр
410.0 нм434.0 нм486.1 нм656.2 нм
1
Водород
1,008
1s1

Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен[3]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Жаном Мёнье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом, он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Происхождение названия

А. Л. Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «рождающий воду».

В 1801 году последователь А. Л. Лавуазье академик В. М. Севергин называл его «водотворное вещество», он писал[4]:

«Водотворное вещество в соединении с кислотворным составляет воду. Сие можно доказать, как через разрешение, так и через составление»

Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова.

Распространённость

Во Вселенной

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной[5]. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %)[6]. Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму для сухого воздуха[7][8]).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 63 %.[9]

Получение

В промышленности

 :
  • Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:
 :
 :
 :

В лаборатории

 :
 :
 :
 :
 :
 :

Очистка

В промышленности реализованы несколько способов очистки водорода из углерод-содержащего сырья (т. н. водородсодержащий газ — ВСГ). [10].

  • Низкотемпературная конденсация: ВСГ охлаждают до температур конденсации метана и этана, после чего водород отделяют ректификацией. Процесс ведут при температуре −158°С и давлении 4 МПа. Чистота очищенного водорода составляет 93-94 % при его концентрации в исходном ВСГ до 40 %.
  • Адсорбционное выделение на цеолитах: Настоящий метод на сегодняшний день наиболее распространен в мире. Метод достаточно гибок и может использоваться как для выделения водорода из ВСГ, так и для доочистки уже очищенного водорода. В первом случае процесс ведут при давлениях 3,0-3,5 МПа. Степень извлечения водорода составляет 80-85 % с чистотой 99 %. Во втором случае часто используют процесс «PSA» фирмы «Union Carbide». Он впервые был реализован в промышленности в 1978 г. На настоящий момент функционирует более 250 установок от 0,6 до 3,0 млн нм3 Н2/сут. Образуется водород высокой чистоты 99,99 %.
  • Абсорбционное выделение жидкими растворителями: Этот метод применяется редко, хотя водород получается высокой чистоты 99,9 %.
  • Концентрирование водорода на мембранах: На лучших образцах метод позволяет получать водород чистотой 95-96 %, однако производительность таких установок невысока.

Физические свойства

Эмиссионный спектр излучения атомов водорода на фоне сплошного спектра в видимой области.
Эмиссионный спектр атомов водорода. Четыре видимые глазом спектральные линии серии Бальмера.

Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх[11]. Чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н2. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H2 на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2.

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

В 1935 году Уингер и Хунтингтон высказали предположение о том, что при давлении свыше 250 тысяч атм водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало очень заманчивые перспективы его применения — ведь это был бы сверхлегкий металл, компонент легкого и энергоёмкого ракетного топлива. В 2014 году было установлено, что при давлении порядка 1,5—2,0 млн атм водород начинает поглощать инфракрасное излучение, а это означает, что электронные оболочки молекул водорода поляризуются. Возможно, при ещё более высоких давлениях водород превратится в металл[12]. Переход водорода в металлическое состояние наблюдался экспериментально[13].

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H2 (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H2 (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H2 и p-H2 при заданной температуре называется равновесный водород e-H2.

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород с образованием равновесной смеси. При комнатной температуре равновесная смесь (орто-пара 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно, что даёт возможность изучить свойства обеих модификаций. В условиях межзвёздной среды характерное время перехода в равновесную смесь очень велико, вплоть до космологических.

Изотопы

Водород в природе встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия и химические символы: 1H — протий (Н), 2Н — дейтерий (D), 3Н — тритий (T; радиоактивный).

Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %[14]. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

Изотоп водорода 3Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет[14]. Тритий содержится в природе в очень малых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами. Тритий претерпевает бета-распад, превращаясь в редкий стабильный изотоп гелия 3He.

Искусственно получены также тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10−21—10−23 с[14].

Природный молекулярный водород состоит из молекул H2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в смеси молекул из чистого дейтерия D2 ещё меньше. Отношение концентраций молекул HD и D2 составляет примерно 6400:1.

Из всех изотопов химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов[15].

Температура
плавления,
K
Температура
кипения,
K
Тройная
точка,
K / кПа
Критическая
точка,
K / МПа
Плотность
жидкий / газ,
кг/м³
H2 13,96 20,39 13,96 / 7,3 32,98 / 1,31 70,811 / 1,316
HD 16,65 22,13 16,6 / 12,8 35,91 / 1,48 114,0 / 1,802
HT 22,92 17,63 / 17,7 37,13 / 1,57 158,62 / 2,31
D2 18,65 23,67 18,73 / 17,1 38,35 / 1,67 162,50 / 2,23
DT 24.38 19,71 / 19,4 39,42 / 1,77 211,54 / 2,694
T2 20,63 25,04 20,62 / 21,6 40,44 / 1,85 260,17 / 3,136

Дейтерий и тритий также имеют орто- и парамодификации: p-D2, o-D2, p-T2, o-T2. Гетероизотопный водород (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства изотопов

Свойства изотопов водорода представлены в таблице[14][16].

Изотоп Z N Масса, а. е. м. Период полураспада Спин Содержание в природе, % Тип и энергия распада
1H 1 0 1,007 825 032 07(10) стабилен 12+ 99,9885(70)
2H 1 1 2,014 101 777 8(4) стабилен 1+ 0,0115(70)
3H 1 2 3,016 049 277 7(25) 12,32(2) года 12+ β 18,591(1) кэВ
4H 1 3 4,027 81(11) 1,39(10)·10−22 с 2 -n 23,48(10) МэВ
5H 1 4 5,035 31(11) более 9,1·10−22 с (12+) -nn 21,51(11) МэВ
6H 1 5 6,044 94(28) 2,90(70)·10−22 с 2 −3n 24,27(26) МэВ
7H 1 6 7,052 75(108) 2,3(6)·10−23 с 12+ -nn 23,03(101) МэВ

В круглых скобках приведено среднеквадратическое отклонение значения в единицах последнего разряда соответствующего числа.

Свойства ядра 1H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Химические свойства

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

 : - 432 кДж

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например, с кальцием, образуя гидрид кальция:

 :

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

 :

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении:

 :

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

 :

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

 :

С галогенами образует галогеноводороды:

 :, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,
 :, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

 :

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

 :
 :
 :

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

 :

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

 :
 :
 :

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр., Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр., никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких, как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

Геохимия водорода

На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем, планетами-гигантами и первичными метеоритами, из чего следует, что во время образования Земля была значительно дегазирована: основная масса водорода, как и других летучих элементов, покинула планету во время аккреции или вскоре после неё.[источник не указан 1560 дней] Однако точное содержание данного газа в составе геосфер нашей планеты (исключая земную кору) — астеносферы, мантии, ядра Земли — неизвестно.[источник не указан 1560 дней]

Свободный водород H2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах. Известно содержание водорода в составе вулканических газов, истечение некоторых количеств водорода вдоль разломов в зонах рифтогенеза, выделение этого газа в некоторых угольных месторождениях [17][18].

В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и воды.

В атмосфере молекулярный водород непрерывно образуется в результате разложения формальдегида, образующегося в цепочке окисления метана или другой органики, солнечным излучением (31—67 Тгр/год), неполного сгорания различных топлив и биомасс (по 5—25 Тгр/год), в процессе фиксации азота микроорганизмами из воздуха (3−22 Тгр/год).[19][20][21].

Имея малую массу, молекулы водорода обладают высокой скоростью диффузионного движения (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут улететь в космическое пространство (см. Диссипация атмосфер планет). Объёмы потерь оцениваются в 3 кг в секунду.[22][23]

Меры предосторожности

Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водород пожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.

Считается, что взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75 (74) % по объёму. Такие цифры фигурируют сейчас в большинстве справочников, и ими вполне можно пользоваться для ориентировочных оценок. Однако следует иметь в виду, что более поздние исследования (примерно конец 80-х) выявили, что водород в больших объёмах может быть взрывоопасен и при меньшей концентрации. Чем больше объём, тем меньшая концентрация водорода опасна.

Источник этой широко растиражированной ошибки в том, что взрывоопасность исследовалась в лабораториях на малых объёмах. Поскольку реакция водорода с кислородом — это цепная химическая реакция, которая проходит по свободнорадикальному механизму, «гибель» свободных радикалов на стенках (или, скажем, поверхности пылинок) критична для продолжения цепочки. В случаях, когда возможно создание «пограничных» концентраций в больших объёмах (помещения, ангары, цеха), следует иметь в виду, что реально взрывоопасная концентрация может отличаться от 4 % как в большую, так и в меньшую стороны.

Сегодня также исследуется малоизученное свойство самовозгорания водорода при резком понижении давления[источник не указан 508 дней].

Экономика

Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне $2—7 за кг[24]. В небольших количествах перевозится в стальных баллонах зелёного или тёмно-зелёного цвета.

Применение

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

  • При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс.
  • В качестве газа-носителя в газовой хроматографии. Несмотря на горючесть водорода, его использование в такой роли считается достаточно безопасным, поскольку скорость расхода газа обычно недостаточна для достижения опасных концентраций в помещении. Эффективность водорода как газа-носителя при этом лучше, чем у гелия, при существенно более низкой стоимости.[25]

Пищевая промышленность

Авиационная промышленность

Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Метеорология

Используется в метеорологии для заполнения шаропилотных оболочек.

Топливо

Водород используют в качестве ракетного топлива.

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водород в ДВС меньше загрязняет окружающую среду локально (использование водорода в этом качестве затрудняет низкая эффективность его получения и сопряжённых дополнительных расходов на его сжатие, транспортировку), но так же, как и бензиновые/дизельные аналоги, потребляет и деградирует моторное масло и все остальные неэкологичные материалы, присущие двигателям внутреннего сгорания. В смысле экологии электромобили значительно лучше, перспективен также двигатель Стирлинга.[источник не указан 1723 дня]

В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Электроэнергетика

Водород применяется для охлаждения мощных электрических генераторов[26].

Интересные факты

  • Хорватское название водорода — Vodik, ввёл в употребление филолог Богослав Шулек.

См. также


1,2,3-TrichloropropaneЭтилцеллозольв2-Methoxyethanol2,4-Dinitrotoluene4,4'-Methylenedianiline41xx steelАкриламидAL-6XNAlGaAlloy 20АльникоАлюмельАлюминийАлюминиевые сплавыАлюминиевая бронзаAluminium-lithium alloyАлюмосиликатыАмальгамаДихромат аммонияAnhydrousАнтраценArgentium sterling silverОксид мышьяка(V)Оксид мышьяка(III)Arsenical bronzeArsenical copperБаббитBell metalBenzyl butyl phthalateБериллийBeryllium copperБиллонBirmabrightBis(2-ethylhexyl) phthalateBismanolВисмутТетраборат натрияБорная кислотаЛатуньBrightrayБританийBritannia silverБронзаБулат (металл)Calamine brassCalifornia Electronic Waste Recycling ActЧугунCelestriumChina RoHSChinese silverХромельХромовая кислотаХромChromium hydrideОксид хрома(VI)Каменноугольная смолаКобальтАцетат кобальта(II)Карбонат кобальта(II)Хлорид кобальта(II)Нитрат кобальта(II)Сульфат кобальта(II)Цветное золотоКонстантанМедьГидрид меди(I)Copper–tungstenCorinthian bronzeCrown goldCrucible steelCunifeМедно-никелевый сплавСплавы для тарелокДамасская стальСплав ДевардаДибутилфталатDiisobutyl phthalateDoré bullionДюралюминийDutch metalЭлектротехническая стальЭлектрумЭлектрон (сплав)ЭлинварПлатинитФерросплавыФерроцерийФеррохромФерромарганецФерромолибденФерросилицийФерротитанFerrouraniumField's metalFlorentine bronzeGalfenolГалинстанГаллийGilding metalСтеклоGlucydurЗолотоGoloidGuanín (bronze)Gum metalGunmetalHaynes InternationalHepatizonHexabromocyclododecaneШестивалентный хромHiduminiumБыстрорежущая стальHigh-strength low-alloy steelHigh-temperature insulation woolГидратыГидразинHydronaliumИнконельИндийIMDSИнварЖелезоIron–hydrogen alloyItalmaФехральКоварСвинецГидроортоарсенат свинца(II)Хромат свинца(II)ЛитийMagnaliumМагнийMagnox (alloy)Сталь ГадфильдаМанганинMaraging steelНержавеющая сталь AISI 316Martensitic stainless steelMegalliumМельхиор (сплав)MercuryМишметаллMolybdochalkosМонель-металлМю-металлMuntz metalMushet steelMusk xyleneN-Methyl-2-pyrrolidoneНихромНикельNickel hydrideНейзильберНитинолNicrosilNisilСеверное золотоОлигомерOrmoluПермаллойПьютерPhosphor bronzeФталевая кислотаПередельный чугунPinchbeck (alloy)ПекПластмассыPlatinum sterlingPlexiglasПлутонийPlutonium–gallium alloyPolybrominated biphenylPolybrominated diphenyl ethersКалийХромат калияДихромат калияPseudo palladiumQueen's metalREACHRestriction of Hazardous Substances DirectiveReynolds 531RhoditeРодийСплав РозеСамарийSamarium–cobalt magnetSanicro 28СкандийScandium hydrideСякудоShibuichiСереброСеребрянка (сталь)НатрийХромат натрияДихромат натрияНатрий-калиевый сплавПрипойSpeculum metalSpiegeleisenПружинная стальStaballoyНержавеющая стальСтальСтеллитСтерлинг (сплав)Strontium chromateКонструкционная стальSubstance of very high concernСупермаллойSurgical stainless steelTerfenol-DTerneTibetan silverОловоТитан (элемент)Titanium alloyTitanium Beta CTitanium goldГидрид титана(II)Нитрид титанаТомпакИнструментальная стальTributyltin oxideТрихлорэтиленTris(2-chloroethyl) phosphateТумбагаType metalУран (элемент)Uranium hydrideVitalliumWaste Electrical and Electronic Equipment DirectiveСталь кортеновскаяWhite metalСплав ВудаWootz steelY alloyZAMAKZeron 100ЦинкЦирконийОксид циркония(IV)Zirconium hydrideГелийБор (элемент)УглеродАзотКислородНеонФторКремнийФосфорSulfurХлорАргонКальцийВанадийГерманийArsenicСеленБромКриптонКсенонИодТеллурТехнецийИттрийМолибденНиобийСтронцийРубидийЦезийБарийЛантанГафнийТантал (элемент)РенийВольфрамОсмийИридийПлатинаРтутьТаллийПолонийАстатРадонФранцийРадийАктинийРезерфордийСиборгийБорийХассийМейтнерийДармштадтийРентгенийКоперницийНихонийФлеровийМосковийЛиверморийТеннессинОганесонЦерийПразеодимНеодимПрометийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийИттербийТулийЛютецийТорийПротактинийНептунийАмерицийКюрийБерклийКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийГрафенХимический элемент

This article uses material from the Wikipedia article "Водород", which is released under the Creative Commons Attribution-Share-Alike License 3.0. There is a list of all authors in Wikipedia

Periodic Table Of Elements

element,system,atom,molecule,metal,halogen,noble gas,chemical,chemistry