Wodór

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj
Wodór
← wodór → hel
Wygląd
bezbarwny
wodór świecący w lampie wyładowczej
wodór świecący w lampie wyładowczej
Widmo emisyjne wodoru
Widmo emisyjne wodoru
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a. wodór, H, 1
(łac. hydrogenium)
Grupa, okres, blok 1, 1, s
Stopień utlenienia I
Właściwości metaliczne niemetal
Właściwości tlenków amfoteryczne
Masa atomowa 1,00784–1,00811[d][5] u
Stan skupienia gazowy
Gęstość 0,082 kg/m³[1][e]
Temperatura topnienia −259,198 °C[1][a]
Temperatura wrzenia −252,762 °C[1][b]
Numer CAS 1333-74-0
PubChem 783[6]
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Porównanie wielkości jądra atomu wodoru (protonu) i jego promienia van der Waalsa

Wodór (H, łac. hydrogenium) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 1, niemetal z bloku s układu okresowego. Wodór jest najczęściej występującym pierwiastkiem chemicznym we wszechświecie i jednym z najczęściej spotykanych pierwiastków na ziemi[8]. Najpowszechniej spotykaną formą wodoru na ziemi jest woda (cząsteczkę której tworzą dwa atomy wodoru i jeden tlenu). W normalnych warunkach ziemskich wodór gazowy występuje w formie cząsteczkowej (H2). W skrajnie wysokich temperaturach możliwe jest uzyskanie wodoru w formie atomowej (H).

Wodór charakteryzuje się najmniejszą masą atomową. Atom protu, jednego z izotopów wodoru, posiada atom o najprostszej możliwej budowie - składa się z jednego protonu i jednego elektronu.


Pochodzenie i występowanie[edytuj]

NGC 604, obszar zjonizowanego wodoru w galaktyce Triangulum

Stanowiąc około 75% (masowo) całości materii[9][10], wodór jest najpowszechniej występującym pierwiastkiem we Wszechświecie. Zgodnie z obowiązujacą teorią wielkiego wybuchu, wodór był jednym z pierwszych pierwiastków powstałych po wybuchu, który zapoczątkował proces tworzenia się wszechświata. Ilość energii wyzwolonej na skutek wielkiego wybuchu była tak duża, że materia wszechświata występowała w postaci plazmy (złożonej z fotonów, elektronów, protonów, neutronów, cząsteczek neutrino oraz antycząsteczek). W miarę wychładzania się materii, cząsteczki te zaczęły się łączyć. Około stu sekund po wybuchu temperatura spadła do miliarda stopni Celsjusza. W takiej temperaturze energia cząsteczek była zbyt mała, aby pokonać siłę międzyatomowego oddziaływania silnego, skutkiem czego było łączenie się protonów i neutronów w deuter (ciężki atom wodoru, zawierający jeden proton i jeden neutron), atom helu (zawierający dwa protony i dwa neutrony) oraz małe ilości atomów litu i berylu. Część neutronów uległa przekształceniu w protony, prowadząc do powstania atomów zwykłego wodoru [11][9].

W dużych ilościach wodór można znaleźć np. w gwiazdach[12], materii międzygwiazdowej[12], słońcu[12] oraz przestrzeni międzyplanetarnej[12].

Chmury wodorowe (mgławice o gęstym nagromadzeniu wodoru cząsteczkowego H2) są miejscem narodzin nowych gwiazd. Będąc obszarami o zwiększonej gęstości, chmury wodorowe dają początek procesowi tworzenia się jąder gwiazd[13].

Wodór jest trzecim najczęściej spotykanym pierwiastkiem na ziemi (głównie w cząsteczkach wody oraz węglowodorów). Wynika to z małej masy, która powoduje ulatywanie wodoru w niezwiązanej formie gazowej z atmosfery.

Wodór atomowy[edytuj]

Wodór atomowy to odmiana tworzona przez pojedyncze atomy, w przeciwieństwie do wodoru cząsteczkowego. Wodór atomowy jest nietrwały i szybko łączy się z drugim atomem wodoru, tworząc cząsteczkę H2, czyli wodór cząsteczkowy (molekularny). Wodór atomowy powstaje w wyniku dysocjacji wodoru cząsteczkowego w wysokiej temperaturze i jest znacznie bardziej aktywny chemicznie niż wodór molekularny.

Wodór atomowy powszechnie występuje w przestrzeni międzygwiazdowej[12].

Wodór cząsteczkowy[edytuj]

Wodór cząsteczkowy (wodór dwuatomowy, wodór molekularny) (H2) to najprostsza dwuatomowa cząsteczka homoatomowa. Składa się z dwóch atomów wodoru połączonych wiązaniem kowalencyjnym o długości 74,14 pm (0,7414 Å) i o energii dysocjacji 435,88 kJ/mol (25°C)[14].

Na Ziemi wodór w postaci cząsteczkowej występuje w atmosferze – przy powierzchni w ilościach śladowych (ok. 0,5 ppm obj.), natomiast w wysokich, bardzo rozrzedzonych warstwach jest składnikiem dominującym[15].

Ortowodór i parawodór[edytuj]

Jak wszystkie dwuatomowe cząsteczki homojądrowe o niezerowym spinie jąder, wodór występuje w dwóch odmianach spinowych o nieco innych właściwościach fizycznych (np. o różnym cieple właściwym) znanych jako ortowodór i parawodór. Różnią się one wzajemną orientacją spinów protonów. W ortowodorze spiny skierowane są zgodnie, zaś w parawodorze — przeciwnie. Naturalny wodór molekularny w temperaturze pokojowej i wyższej stanowi mieszaninę obu odmian (ok. 75% ortowodoru i 25% parawodoru czyli w stosunku 3:1)[14], natomiast w temperaturze obniżonej udział parawodoru wzrasta, osiągając 99,8% w temperaturze −253°C[14][16]. Podobnie zachowuje się orto- i paratryt, natomiast dla orto- i paradeuteru sytuacja jest odwrotna[14].

Przemiana ortowodoru w parawodór jest egzotermiczna, lecz wymaga udziału zabronionego przejścia tryplet-singlet[14]. W normalnych warunkach jest ona wolna i poniżej temperatury 500°C układ o:p = 3:1 jest stanem metastabilnym[17]. Proces przemiany jest katalizowany przez substancje paramagnetyczne[14].

Wodór metaliczny[edytuj]

Metaliczny wodór to stan, który wodór uzyskuje pod bardzo wysokim ciśnieniem. Stan ten wykazuje dobre przewodnictwo elektryczne i inne właściwości metaliczne.

 Osobny artykuł: Metaliczny wodór.

Historia i etymologia[edytuj]

Aparat Lavoisier'a do badania flogistonu (ilustracja pochodzi z Traité élémentaire de chimie)

Pierwsze obserwacje wodoru przypisuje się szwajcarskiemu alchemikowi Paracelsusowi. Wykonywał on eksperymenty polegające na wrzucaniu metali do kwasów i zbieraniu do naczyń gazowych produktów tych reakcji. W swoim dziele Archidoxa odnotował on, że powietrze powstałe w wyniku połączenia żelaza i rozcieńczonego kwasu solnego "unosi się i wybucha jak wiatr" (Lufft sich erhebt und herfür bricht gleich wie ein Wind)[18]. Niejednoznaczność opisu powstałego zjawiska sprawia, że nie jest do końca jasne, czy gazem, który zaobserwował, był rzeczywiście wodór czy powstające pęcherzyki powietrza[19]. Do dzisiaj reakcja metali z kwasami stanowi najprostszy sposób otrzymywania wodoru w warunkach laboratoryjnych.

W XVII wieku eksperymenty Paracelsusa powtórzył Théodore Turquet de Mayerne. Zauważył on, że gaz powstały w reakcji żelaza z kwasem solnym jest łatwopalny[20].

W 1671 roku Robert Boyle opublikował Tracts containing new experiments touching the relation betwixt flame and air[g][21], w którym opisał wybuchową naturę mieszanki wodoru z powietrzem, powstałej w wyniku reakcji opiłków żelaza z kwasami, nazywając ją Inflammable solution of Mars (łatwopalnym roztworem Marsa[h]).

Pierwszą osobą, która uznała wodór za odrębną substancję (flogiston) był Henry Cavendish. W 1766 r. zamieścił on w swoich notatkach wyniki i wnioski ze swoich badań[22]. Substancja ta została uznana za pierwiastek dzięki badaniom Antoine Lavoisiera nad otrzymywaniem wody z wodoru i tlenu w 1783 r. Lavoisier nadał wodorowi nazwę hydrogenium oznaczającą "rodzący wodę". Nazwa ta pochodzi z greckiego i jest połączeniem dwóch wyrazów "hydōr" (ὕδωρ) oznaczający "wodę" oraz "genes" (-γενής) oznaczający "tworzący", "rodzący". Nazwa ta rozprzestrzeniła się w Europie i do dzisiaj jej pochodne są używane w wielu językach. Przykładem jest angielskie słowo "hydrogen" lub francuskie "Hydrogène". Lavoisier prowadził badania nad zachowaniem masy. Odparowując i skraplając wodę w układzie zamkniętym, próbował on udowodnić, że masa wody pozostaje stała. Po skropleniu okazywało się jednak, że masa była mniejsza. Powodem była reakcja wody z żelazem (z którego wykonany był aparat) w wysokiej temperaturze, w wyniku której powstawał wodór[23]:

   Fe +    H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Lavoisier obalił teorię flogistonu i udowodnił, że woda jest produktem spalania wodoru. Popularyzatorami teorii Lavoisiera na ziemiach polskich byli przede wszystkim bracia Jan i Jędrzej Śniadeccy. Pierwszy z nich, Jan, był wykładowcą na Akademii Krakowskiej. W 1780 roku odbył kilka kursów chemii w Paryżu. Tam po raz pierwszy zetknął się z teoriami Lavoisiera[24]. Do Paryża powrócił w latach późniejszych, 1790 - 1810, początkowo jako stypendysta a następnie profesor Akademii Krakowskiej[25]. Jędrzej Śniadecki był profesorem na Uniwersytecie Wileńskim, gdzie wykładał chemię w języku polskim. Był autorem pierwszej polskiej terminologii chemicznej. W 1800 roku wydał podręcznik do chemii, w którym po raz pierwszy użył nazwy "wodoród"[26], zastępując nią łacińską nazwę "hydrogenium".

Daiémy piérwiastkowi, o którym mowa, nazwisko wodo-rodu (hydrogenium), ponieważ iest częścią składaiącą wody; i z niéy go nayczęściéy otrzymuiémy (...) Dawniéysi Autorowie nazywali gaz wodorodny powiétrzem palnym (aér inflammabilis), gaz alebowiém tén ieżeli się przy wolnym przystępie powiétrza zetknie z ciałami palącémi się, zapala się i płonie lekkim blado-różowém płomieniem (...) Lekkość tégo gazu tak iest znaczná, iż podług Kirwana, ciężar iégo tak się ma do ciężaru powiétrza atmosfery=84:1000, a zatém że dwanaście razy blisko od tegoż powiétrza iest lżeyszy (...) Naymocnéyszé detonacyé zdarzaią się zmieszawszy część iednę gazu kwasorodnégo, z dwoma wodorodnégo, dla czégo mieszaninę tę nazwano powietrzem huczącém (Knalluft).

Jędrzej Śniadecki, Początki Chemii, 1800 r.

Z biegiem czasu została skrócona do powszechnie dziś znanej nazwy "wodór", którą zaproponował Filip Walter, co zatwierdziła krakowska Akademia Umiejętności na posiedzeniu w 1900 roku[27]. W oparciu o sprawozdanie z tego posiedzenia redakcja "Chemika Polskiego" opublikowała w 1902 roku Słowniczek Chemiczny, w którym sugeruje używanie nazwy "wodór"[28].

Odkrycie Lavoisiera spowodowało, że różne ośrodki naukowe zajęły się badaniem właściwości wodoru. W Polsce badaniem wodoru zajmowali się m.in. Zygmunt Wróblewski[29] i Karol Olszewski[30][31][32][33][34][35][36][37][38] z Uniwersytetu Jagiellońskiego. W 1884 roku przeprowadzili oni nieudaną próbę skroplenia wodoru (udało im się uzyskać jedynie mgłę). Pod koniec życia Zygmunt Wróblewski przeprowadził eksperymenty, dzięki którym udało się mu w 1885 roku wyznaczyć stałe krytyczne wodoru. Dane te potwierdził eksperymentalnie Karol Olszewski w 1906 roku[30].

W 1898 roku szkocki chemik James Dewar po raz pierszy skroplił wodór wykorzystując do tego celu skonstruowaną przez siebie kolbę próżniową[39][40][41]. Rok później udało mu się uzyskać wodór w postaci stałej[42][43]. Deuter został odkryty przez Harolda Ureya w 1931 roku a trzy lata później, w 1934 roku, Ernest Rutherford, Mark Oliphant i Paul Herteck odkryli tryt[44].

Kation wodorowy[edytuj]

Kation wodorowy H+ jest w istocie równoważny protonowi. W stanie wolnym występuje on w próżni, plazmie i górnych warstwach atmosfery ziemskiej (promienie UV jonizują atomy wodoru). W roztworach wodnych kation ten ulega silnej hydratacji:

H+ + H2O → H3O+

Taki kation nazywany hydroksoniowym (hydroniowym), rzeczywiście istnieje w niektórych związkach w warunkach bezwodnych. Natomiast w wodzie takiego kationu nie ma i tylko umownie przyjmuje się, że jedna cząsteczka wody szczególnie silnie hydratuje proton. Należy więc pamiętać, że nie jest to prawdą, lecz stosuje się taki zapis dla ułatwienia i podkreślenia, iż kation H+ jest bardzo silnie hydratowany.

Serie widmowe[edytuj]

Wodór ma charakterystyczne serie widmowe:

  1. seria Lymana
  2. seria Balmera
  3. seria Paschena
  4. seria Bracketta
  5. seria Pfunda
  6. seria Humphreysa

Otrzymywanie[edytuj]

Na skalę przemysłową wodór otrzymuje się następującymi metodami:

  • Poprzez konwersję realizowaną podczas przepuszczania alkanu nad parą wodną, np. metanu:
CxH2y + 2xH2O → (2x+y)H2 + xCO2
CH4 + 2H2O → 4H2 + CO2
C + H2O → CO + H2
  • Termiczny rozpad CH4:
2CH4T=2000°C→ C2H2 + 3H2
  • Reakcje metanu z tlenem:
2CH4 + O2 → 2CO + 4H2

W laboratorium można go otrzymać na kilka sposobów:

2H2O → 2H2 +O2
  • Reakcja metalu z kwasem:
np. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
  • Spalanie magnezu w parze wodnej:
Mg + H2O → MgO + H2
np. 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Powyższe reakcje roztwarzania metali wykonywać można dogodnie w aparacie Kippa.

Izotopy wodoru[edytuj]

 Osobny artykuł: Izotopy wodoru.

Znane są 3 naturalnie występujące izotopy wodoru:

  • prot (wodór 1H)
W skład jądra wchodzi jeden proton. Nie zawiera neutronów. Jest izotopem stabilnym. Stanowi 99,985% wodoru występującego na Ziemi.
W skład jądra wchodzi jeden proton i jeden neutron. Jest izotopem stabilnym. Stanowi 0,015% wodoru ziemskiego. Ze względu na to, że deuter ma dwukrotnie większą masę od protu, różnią się one znacząco właściwościami fizycznymi i chemicznymi (silny efekt izotopowy).
W skład jądra wchodzi jeden proton i dwa neutrony. Jest izotopem niestabilnym o czasie połowicznego rozpadu wynoszącym ok. 12 lat. Na Ziemi występuje w ilościach śladowych. Ulega rozpadowi β z powstaniem helu-3:
31H32He + e + νe

Sztucznie wytworzono cięższe izotopy wodoru, zawierające 3–6 neutronów. Wszystkie one są bardzo nietrwałe, ich czas połowicznego rozpadu jest rzędu 10−22–10−23 s.

Zastosowanie[edytuj]

Dawniej wodór był stosowany do napełniania balonów i sterowców, lecz z powodu ryzyka pożaru i wybuchu obecnie zastępowany jest zazwyczaj helem. Skroplony wodór znalazł zastosowanie jako paliwo w silnikach rakietowych. Wodór może również służyć jako paliwo dla silników o spalaniu wewnętrznym (np. silnik spalinowy tłokowy wykorzystywany w samochodzie osobowym). Wykorzystywany jest także w ogniwach paliwowych do generowania prądu elektrycznego.

Izotop wodoru – tryt – wykorzystywany jest w reakcjach termojądrowych, które mogą potencjalnie stanowić źródło taniej i czystej energii. Inny jego izotop – deuter – wykorzystywany jest jako spowalniacz (moderator) w reaktorach atomowych. Związki zawierające deuter są wykorzystywane do przygotowanie próbek NMR ze względu na właściwości fizykochemiczne tego atomu.

Wodór używany jest także w elektrowniach do chłodzenia generatorów dużej mocy (powyżej 500 MW)[45].

Wodór otrzymywany biologicznie: w procesie fotosyntetycznego rozkładu wody lub z biomasy nosi nazwę biowodór i jest wykorzystywany jako biopaliwo. Może być wytwarzany również w niektórych procesach bakteryjnych fermentacji beztlenowych.[potrzebny przypis]

W chemii organicznej wodór może być użyty do:

C2H4 + H2 → C2H6
R-NO2 + 3H2 → R-NH2 + 2H2O

Związki wodoru[edytuj]

Zobacz też[edytuj]

Uwagi[edytuj]

Uwagi

  1. s.4-66
  2. s.4-66
  3. s.6-52
  4. Ze względu na naturalną zmienność zawartości izotopów, podany jest zakres wartości masy atomowej dla naturalnych źródeł tego pierwiastka
  5. s.4-66
  6. s.4-133
  7. tł. "Nowe eksperymenty dotyczące związku pomiędzy płomieniem a powietrzem"
  8. Mars był terminem używanym na określenie żelaza

Przypisy

  1. a b c d e David Lide: CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press, 2009. ISBN 9781482208689.
  2. a b Informacje o klasyfikacji i oznakowaniu substancji według Rozporządzenia (WE) nr 1272/2008, zał. VI, z uwzględnieniem Rozporządzeń ATP: Wodór w Wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2015-03-27].
  3. Wodór (ang.). Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich dla Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-09-29].
  4. a b Wodór. Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich dla Polski. [dostęp 2011-09-29].
  5. Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number (ang.). Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights, IUPAC, 2013-09-24. [dostęp 2013-12-02].
  6. Wodór – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
  7. Wartość dla ciała stałego wg: Singman, Charles N.. Atomic volume and allotropy of the elements. „Journal of Chemical Education”. 61 (2), s. 137–142, 1984. DOI: 10.1021/ed061p137. 
  8. G.W.C. Kaye, T.H. Laby: Tables of Physical & Chemical Constants (16th Edition 1995) 3.1.3 Abundances of the elements. The National Physical Laboratory, 1995. (ang.)
  9. a b David N. Schramm: The Big Bang and Other Explosions in Nuclear and Particle Astrophysics. World Scientific Publishing Co. Pte. Ltd., 1996. ISBN 981-02-2024-3. (ang.)
  10. Viatcheslav Mukhanov: Physical Foundations of Cosmology. Cambridge University Press, 2005. ISBN 978-0-521-56398-7. (ang.)
  11. Stephen Hawking, Leonard Mlodinov: A Briefer History of Time. Transworld Publishers, 2008. ISBN 978-0-593-05697-4. (ang.)
  12. a b c d e Hubert Reeves, at al.. On the Origin of Light Elements. „The Astrophysical Journal”. 179, s. 909-930, 1973. IOP Publishing. ISSN 0004-637X. 
  13. Dina Prialnik: An Introduction to the Theory of Stellar Structure and Evolution. Cambridge University Press, 2000. ISBN 052165937-X. (ang.)
  14. a b c d e f N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the elements. Oxford; New York: Pergamon Press, 1984, s. 41–42. ISBN 0-08-022057-6.
  15. Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 529. ISBN 83-01-13654-5.
  16. Encyclopedia Astronautica: Liquid Air/LH2 (ang.). [dostęp 2013-02-27].
  17. Sidney W. Benson: The Foundations of Chemical Kinetics. New York – Toronto – London: McGraw-Hill Book Company, Inc., 1960, s. 106, seria: McGraw-Hill Series in Advanced Chemistry.
  18. Paracelsus: Archidoxa Philippi Theophrasti Bombast Paracelsi Magni, De Separationibus Elementorum. Strasburg: 1574, s. 64.
  19. Leonard Dobbin. Paracelsus and the Discovery of Hydrogen. „Journal of Chemical Education”. 9, s. 1122-1124, 1932. DOI: 10.1021/ed009p971 (ang.). 
  20. Théodore Turquet de Mayerne: Opera medica, complectentia consilia, epistolas et observationes, pharmacopeam, variasque medicamentorum formulas. Londyn: 1700.
  21. Robert Boyle: Tracts containing new experiments touching the relation betwixt flame and air. 1672.
  22. Henry Cavendish: Three Papers, containing Experiments on factitous Air, by the Hon. Henry Cavendish, F.R.S.. 1766.
  23. Jan Golinski: Precision instruments and the demonstrative order of proof in Lavoisier’s chemistry. Osiris, 1994, s. 30-47.
  24. Jan Śniadecki: Żywoty uczonych Polaków. Kraków: Wydanie Kazimierza Józefa Turowskiego, 1861.
  25. Władysław Leppert. Materyały do historyi chemii w Polsce. „Chemik Polski”. X (No.14-16). s. 341-354. 
  26. Jędrzej Śniadecki: Początki Chemii. Wilno: 1800, s. 93-102.
  27. Sprawozdania z czynności i posiedzeń. , s. 19, 1902. Akademia Umiejętności. 
  28. Redakcya "Chemika Polskiego": Słowniczek Chemiczny. Warszawa: Chemik Polski, 1902.
  29. Zygmunt Wróblewski. Die Zusammendrückbarkeit des Wasserstoffes. . 97, s. 1321, 1888. Ak. d. Wiss. Wien (niem.). 
  30. a b Karol Olszewski. Skraplanie gazów - szkic historyczny. , s. 119-141, 1908 (pol.). 
  31. Karol Olszewski. Essais de liquefaction de l'hydrogene. . 98, s. 365-366, 1884. Acad. Sci. Paris (fr.). 
  32. Karol Olszewski. Nouveaux essais de liquefaction de l'hydrogene. Solidification et pression critique de l'azote. . 98, s. 913-915, 1884. Acad. Sci. Paris (fr.). 
  33. Karol Olszewski. Oznaczenie temperatury krytycznej i temperatury wrzenia wodoru. , s. 404-412, 1895. Akademia Krakowska. 
  34. Karol Olszewski. Über den kritischen Druck des Wasserstoffes. , s. 192, 1891. Akademia Krakowska (niem.). 
  35. Karol Olszewski. Bestimmung der kritischen und Siedetemperatur des Wasserstoffes. . 192, 1895. Akademia Krakowska (niem.). 
  36. Karol Olszewski. Bestimmung der Inversionstemperatur der Kelvinischer Erscheinung für Wasserstoff. . 453, 1901. Akademia Krakowska. 
  37. Karol Olszewski. Apparate zur Verflüssigung von Luft und Wasserstoff. . 619, 1902. Akademia Krakowska (niem.). 
  38. Karol Olszewski. Ein neuer Apparat zur Verflüssigung des Wasserstoffes. . 241, 1903. Akademia Krakowska (niem.). 
  39. James Dewar. Application of Liquid Hydrogen to the Production of High Vacua. „Proc.Roy.Soc.”. 64, s. 231-238, 1898 (ang.). 
  40. James Dewar. Liquid Hydrogen. „Proc.Roy.Inst.”. 16, s. 1-14, 1899. 
  41. James Dewar. Liquid Hydrogen. „Proc.Roy.Inst.”. 16, s. 212-217, 1899. 
  42. James Dewar. [en Solidification of Hydrogen]. „Brit.Assoc.”. 69, s. 683, 1899. 
  43. James Dewar. Solid Hydrogen. „Proc.Roy.Inst.”. 16, s. 473-480, 1900 (ang.). 
  44. Douglas Considiene: Van Nostrand"s Scientific Encyclopedia. New York: Springer Science+Business Media, 1995, s. 931, 1637. ISBN 978-1-4757-6920-3.
  45. Artykuł w Power Engineering

Bibliografia[edytuj]

  • Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: 1973.