entarileri (283)

yoooooo

onaylamiom benden bi olmaz

goremedim

annecigin ii bilir qnq

ne onlar?

@2 a sor iyi bilir qumçi

ne diyon la

rezerve

aciklayn

toplamadan altI

ne?

rezerve

aaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaa

woooooooooooooooooooooow

eet mq

çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi çımbi

Helyum Vikipedi, özgür ansiklopedi Helyum (He) H Periyodik cetvel He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Temel özellikleri Atom numarası 2 Element serisi Asil gazlar Grup, periyot, blok 18, 1, s Görünüş renksiz Helyum Atom ağırlığı 4,002602(2) g/mol Elektron dizilimi 1s2 Enerji seviyesi başına Elektronlar 2 CAS kayıt numarası 7440-59-7 Fiziksel Özellikleri Maddenin hâli Gaz Yoğunluk (0 °C, 101.325 kPa)1,786•10-4 g/cm³ Sıvı hâldeki yoğunluğu (erime noktasında) 0,145 g/cm³ (kaynama noktasında) 0,125 g/cm³ Ergime noktası (at 2,5 MPa) 0,95 °K −272,2 °C Kaynama noktası 4,15[1] °K −269,0 °C Ergime ısısı 0,0138 kJ/mol Buharlaşma ısısı 0,0840 [1] kJ/mol Isı kapasitesi 20,786 J/(mol·K) Atom özellikleri Kristal yapısı Yakın paketlenmiş altıgen Yükseltgenme seviyeleri 0 Elektronegatifliği - Pauling ölçeği İyonlaşma enerjisi 1'nci: 2372,3 kJ/mol 2'nci: 5250,5 kJ/mol Atom yarıçapı - pm Atom yarıçapı (hes.) - pm Kovalent yarıçapı 28 pm Van der Waals yarıçapı 140 pm Diğer özellikleri Elektrik direnci - nΩ·m (20°C'de) Isıl iletkenlik 0,1513 W/(m·K) Isıl genleşme - µm/(m·K) (25°C'de) Ses hızı 970 m/s (0'de) Mohs sertliği - Vickers sertliği - MPa Brinell sertliği - MPa Helyum (He) (Antik Yunanca: ἥλιος helios güneş) periyodik cetvelin birinci periyot 8A grubunda yer alan bir gazdır. İçindekiler [gizle] 1 Hakkında 1.1 Kullanım alanları 1.2 Helyumun insan sesini inceltmesi hakkında 2 Tarihçe 3 Kaynakça 4 Dış bağlantılar Hakkında[değiştir | kaynağı değiştir] Hidrojenden sonra en hafif gazdır. Renksiz, kokusuz olmakla beraber soy gaz olduğu için tepkimeye girmez ve bu yüzden eylemsizdir. Soy gazların son yörüngelerindeki elektron sayısı o yörüngenin maksimum elektron bulundurma kapasitesi kadardır, yani o yörünge ne kadar elektron alabiliyorsa o kadar olur. Helyum'un atom numarası ikidir (2), her elementte de olduğu gibi, helyumda da ilk elektron yörüngesinin maksimum alabildiği elektron ikidir. Bu doğrultuda helyum, soy gazlar kuralına uyan bir gazdır. Bağıl atom kütlesi ise 4,0026'tır. Oda sıcaklığında gazdır ve gaz dışında başka hallerde görmek doğal koşullarda imkansızdır; çünkü erime noktası -272,05 °C ve kaynama noktası -268,785 °C'dir. Ancak laboratuvar koşullarında sağlanabilen sıcaklıklarda katı ve sıvı halinde görebilir. Bu sıcaklıklar mutlak sıfır'a çok yakın olduklarından dolayı laboratuvar koşullarında sağlamak bile çok zordur. Yoğunluğu ise 0,1785 g/l'dir, yani havadan daha hafiftir, bu yüzden de sıcak hava balonlarında ve zeplinlerde kullanılmaktadır. Hidrojen daha hafiftir, ancak hidrojen yanıcı bir madde olduğu için artık pek kullanılmamakta ve yerini Helyum'a bırakmaktadır. Atom çapı 49 pm'dir. Elektronegatifliği (elektronegatiflik) yoktur ve elektron dizilimi 1s (kare)'dir. Yükseltgenme basamağı sayısı sıfırdır. (Her 20.000 küçük helyum balonu bir insanin ağırlığını 6 kg azaltır.) Kararlı bir element olduğundan diğer elementlerle bileşik yapmaz ve oksijen ile tepkimeye giremez yani yanma tepkimesinde hiçbir zaman Helyum yer alamaz. Kullanım alanları[değiştir | kaynağı değiştir] Helyum atmosferde çok az miktarda bulunmaktadır. . Helyum, sıvı havanın fraksiyonlu destilasyonundan elde edilir. Havadan hafif olması uçan balonlarda kullanılabilmesini sağlar. Hidrojen gibi yanıcı-patlayıcı özelliği olmadığı için de oldukça güvenlidir ama bu güvenlik pahalı olduğu için bu madde pek kullanılmamaktadır. Pahalı olmasının nedeni evrende hidrojenden sonra en çok bulunan element olmasına ve dünya atmosferinde 1/200.000 oranında bulunmasına rağmen, sıvı havanın ayrımsal damıtılmasıyla elde edilemez. Bunun sebebi, Helyumun atmosferdeki diğer birçok gazın aksine Joul-Thompson katsayısının pozitif olmayışıdır. Bu da onun sıkıştırılmak suretiyle sıvılaştırılmasını engeller ve de havadan elde edilmesini imkânsız hale getirir. Helyum inert gaz olması özelliğinden dolayı bazı metallerin inert atmosfer oluşturulmasına kullanılır. Ayrıca dalgıç tüpleri % 80 He ve % 20 O2'den oluşur. Sıvı hava yerine helyumla karıştırılmış oksijen kullanılmasının sebebi vurgun diye tabir edilen olayı önlemektir. Helyumun buradaki fonksiyonu, yukarıda bahsi geçen Joule-Thompson katsayısının negatif olması nedeniyle yüksek basınçta sıvılaşmayıp, dalgıçlar yukarı doğru çıkarırken yüksek basınçtan düşük basınca hızlı geçişte oluşan çözünürlük farkından dolayı kanda baloncuklar oluşturup felce neden olmamasıdır. Helyum ayrıca sıvı roket yakıtlarının basınç altında tutulmasında kullanılır. Sıvı helyum soğutma amaçlı da kullanılmaktadır (NMR cihazlarında) Helyumun insan sesini inceltmesi hakkında[değiştir | kaynağı değiştir] Bu durum, sesin helyum içinde daha hızlı hareket etmesinden kaynaklanmaktadır. Bunun sebebi de gazlar içindeki sesin hızının, gazın yoğunluğunun karekökünün ters orantılı olmasıdır. Helyum da havadan çok daha az yoğun bir gaz olmasından dolayı (uçan balonlar gibi), helyum içinde sesin hızı havadakine göre birkaç kat daha fazladır. Ses tellerini hava yerine helyumun titreşmesi ve sesin helyum içinde daha hızlı ilerlemesi nedeniyle, insan sesi tiz bir şekilde çıkar. Alınan helyum, tekrar verildikten sonra bu ses incelmesi etkisini kaybeder. Benzer şekilde yine, inert ve zehirsiz olan SF6 gazını solumanız durumunda ise, bu kez bu gazın havadan yaklaşık altı kat daha yoğun olması ve bu nedenle sesin SF6 içinde havadakinden çok daha yavaş ilerlemesinden dolayı, bu kez insan sesi kalın çıkmaktadır. Tarihçe[değiştir | kaynağı değiştir] Helyum ilk olarak 1868'de İngiltere'de astronom Norman Lockyer tarafından tayf çizgileri olarak gözlenmiştir. İskoçyalı kimyacı William Ramsey 1895 yılında uranyum içeren kleveyit minerali ve bir asitle yaptığı bir deneyde, helyum oluştuğunu görmüştür. 1868 yılında Fransız Pierre Janssen ve İngiliz Norman Lockyer birbirinden bağımsız olarak helyumu keşfetmişlerdir. 1908 yılında Heike Kamerlingh Onnes 0,9 K’ de ilk sıvı helyumu elde etmiştir. Madde Adı Yoğunluğu (g/l) Durumu Helyum 0,1786 0 °C ve deniz seviyesinde Hava 1,2929 0 °C ve deniz seviyesinde SF6 6,164 0 °C ve deniz seviyesinde Kaynakça[değiştir | kaynağı değiştir] ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, DOI:10.1021/je1011086. Dış bağlantılar[değiştir | kaynağı değiştir] Stylised atom with three Bohr model orbits and stylised nucleus.svg Fizik portali The Periodic Table of Videos - Helium Helium on webelements Kategoriler (++): Helyum (−) (±) (↓) (↑)Soy gazlar (−) (±) (↓) (↑)Elementler (−) (±) (↓) (↑)Dalgıçlık ekipmanları (−) (±) (↓) (↑)Kuantum halleri (−) (±) (↓) (↑)Yoğun madde fiziği (−) (±) (↓) (↑)(+) Gezinti menüsü Stukageschwader 0 0 Mesaj sayfamTercihlerimBetaİzleme listemKatkılarımOturumu kapatMaddeTartışmaOkuDeğiştirKaynağı değiştirGeçmişi görizle Diğer Ara Ara Git Ana Sayfa Hakkımızda İçindekiler Rastgele madde Seçkin içerik Katılım Wikimedia dükkânı Bağış yapın Deneme tahtası İş birliği projesi Köy çeşmesi Son değişiklikler Topluluk portali Yardım Yazdır/dışa aktar Bir kitap oluştur PDF olarak indir Basılmaya uygun görünüm Diğer projelerde Wikimedia Commons Araçlar Sayfaya bağlantılar İlgili değişiklikler Özel sayfalar Kalıcı bağlantı Sayfa bilgisi Vikiveri öğesi Sayfayı kaynak göster Dosya yükle Diğer diller Deutsch English Español Français İtaliano 한국어 Tagalog Tiếng Việt 中文 147 tane daha Bağlantıları düzenle Bu sayfa son olarak 19 Ağustos 2016 tarihinde ve 13:23 saatinde güncellenmiştir. Metin Creative Commons Atıf- Paylaşım Lisansı altındadır; ek koşullar uygulanabilir. Bu siteyi kullanarak, Kullanım Şartlarını ve Gizlilik Politikasını kabul etmiş olursunuz. Vikipedi® (ve Wikipedia®) kâr amacı gütmeyen kuruluş olan Wikimedia Foundation, Inc. tescilli markasıdır. Gizlilik politikasıVikipedi hakkındaSorumluluk reddiGeliştiricilerÇerez bildirgesiMobil görünüm

Sodyum Vikipedi, özgür ansiklopedi Sodyum (Na) H Periyodik cetvel He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Temel özellikleri Atom numarası 11 Element serisi Alkali metaller Grup, periyot, blok 1, 3, s Görünüş Gümüşümsü beyaz Sodyum Atom ağırlığı 22,98976928(2) g/mol Elektron dizilimi Ne 3s1 Enerji seviyesi başına Elektronlar 2, 8, 1 CAS kayıt numarası {{{CAS_kayıt_numarası}}} Fiziksel Özellikleri Maddenin hâli katı Yoğunluk 0,968 g/cm³ Sıvı hâldeki yoğunluğu 0,927 g/cm³ Ergime noktası 370,87 °K 97,72 °C Kaynama noktası 1156 °K 883 °C Ergime ısısı 2,60 kJ/mol Buharlaşma ısısı 97,42 kJ/mol Isı kapasitesi 28,230 J/(mol·K) Atom özellikleri Kristal yapısı Hacim merkezli kübik Yükseltgenme seviyeleri 1 (kuvvetli bazik oksit) Elektronegatifliği 0,93 Pauling ölçeği İyonlaşma enerjisi 495,8 kJ/mol Atom yarıçapı 180 pm Atom yarıçapı (hes.) 190 pm Kovalent yarıçapı 154 pm Van der Waals yarıçapı 227 pm Diğer özellikleri Elektrik direnci 47,7 nΩ·m (20°C'de) Isıl iletkenlik 142 W/(m·K) Isıl genleşme 71 µm/(m·K) (25°C'de) Ses hızı 3200 m/s (20 °C'de) Mohs sertliği 0,5 Vickers sertliği ? MPa Brinell sertliği 0,69 MPa Sodyum (Latince: Natrium) periyodik cetvelde Na simgesi ile gösterilen ve atom numarası 11 olan element. Sodyum yumuşak ve kaygan bir metal olup alkali metaller grubuna aittir. Doğal bileşiklerin içinde (özellikle NaCl) bol miktarda bulunur. Yüksek oranda reaktifdir, sarı bir alevle yanar, su ile şiddetli reaksiyon verir ve havada hızla oksitlenir. Dolayısıyla, vazelin, gazyağı vb. gibi hava ve su ile temasını kesecek inert bir ortamda saklanması gerekir. İçindekiler [gizle] 1 Genel özellikleri 2 Sodyum ve Sodyumun Özellikleri 3 Tarihçe 4 Bulunuşu 5 Bileşikleri 6 Kullanım alanları 7 İzotopları 8 Sodyum ve insan vücudu 8.1 Toksikolojik önlemler 9 Kaynakça Genel özellikleri[değiştir | kaynağı değiştir] Diğer alkali metaller gibi sodyum da, hafif, yumuşak, gümüşümsü beyaz renkte ve reaktif bir metaldir. Yüksek reaktif özelliğinden dolayı, doğada hiçbir zaman saf ve elementel halde bulunmaz. Sodyum metali suda yüzer; şiddetli bir şekilde reaksiyona girerek ısı çıkışına, yanıcı hidrojen gazı çıkışına ve kostik (NaOH) çözeltisi oluşumuna yol açar. Kan ve vücut sıvılarının sinir uyarılarının nakli, kalp faaliyetleri ve bazı metabolizma fonksiyonlarının düzenlenmesi için sodyum iyonları gereklidir. Pek çok insanın sodyumu, (sodyum klorür: NaCl) mutfak tuzu formunda gereğinden fazla tükettiği ve bunun da sağlık üzerinde olumsuz etkileri olduğu düşüncesi oldukça yaygındır.Çok kolay yükseltgendiği için ametallerin birçoğuyla, özellikle hidrojenle, halojenlerle, kükürtle birleşir. Bileşiklerinde +1 değerlik alır. İçinde belirli birçok bileşiğin bulunabildiği bir malgama vererek civa içinde çözünür. Ayrıca ECF'da bol miktarda bulunur ve Impuls iletiminde en etkin elementlerden biridir. Sodyum ve Sodyumun Özellikleri[değiştir | kaynağı değiştir] Kaya tuzunda sodyum klorür halinde, bazen nitrat halinde Şili güherçilesi(NaNO3) veya deniz bitkilerinde organik asitlerle birleşmiş halde çok yaygın olarak bulunur. Meterol. Sodyum bulutu, çok yükseklerdeki rüzgarları, belli bir yükseltide bir füze tarafından yayılan sodyum kütlesinden yararlanılarak ölçme metodu; yayılan sodyum kütlesi flüorışıl hale gelir; bunların yer tarafından izlenen evrimi, atmosferi yer tarafından izlenen evrimi, atmosferin en yüksek bölgelerindeki rüzgarların veya iyonosfer rüzgarlarının evrimini incelenmesini sağlar. (Bu usulle ancak alaca karanlıkta ölçüler yapılabilir. İyonosfer rüzgarlarının ölçülmesi için 1964’de ortaya çıkartılan yeni bir usul, ölçümleri “Centaure” füzeleri tarafından püskürtülen trimetil alüminyum yardımıyla, gece yapılmasını sağlamıştır.) Sodyumun Atom numarası 11,atom dizilişi 2-8-1dir ve kararlı hale geçerken 1 elektron verir ,atom ağırlığı Na = 22,99 olan kimyasal elementtir.Alkali madenler grubunda, lityum ile potasyum arasında yer alır. 1807’de, sodyum hidroksidin elektrolizi sayesinde Davy tarafından keşfedildi. Dövülgen ve yumuşak bir madendir; kırık yüzeyleri yeni olduğu zaman parlak beyaz renktedir, fakat havada hızla oksitlenerek donuklaşır. 0.97 g/mL, yoğunluğundadır, 98 °C’ta erir. 880 °C’ta kaynar hava etkisinden korumak için vazelin yağı veya gaz yağı içinde saklanır. Çok kolay yükseldiğinden ametallerin birçoğuyla, özellikle hidrojenle, halojenlerle, kükürtle birleşir. Güçlü bir indirgendir: soğukta, hidrojen ve sodyum hidroksit vererek suyu ve birçok oksijenli ve halojenli bileşiği ayrıştırır. İçinde belirli birçok bileşiğin bulunabildiği bir amalgam vererek civa içinde çözünür. Ergemiş sodyum klorürün veya sodyum hidroksitin elektrolizinden veya sodyum karbonatın kömürle indirgenmesinden elde edilir. Sodyum, indirgen olarak kullanılır, mesela silisyum ve borun hazırlanmasını sağlar ve organik kimyada birçok uygulaması vardır. Ayrıca sodyum peroksitin (oksilit) üretiminde de kullanılır. Malgaması hidrojenleyici olarak işe yarar. Sodyum bileşikleri. Sodyum, oksijenle birleşerek Na2O oksitini ve Na2O2 peroksitini verir. Sodyum oksit suyla tepkimeye girdiğinde NaOH (kostik soda veya sud kostik) veren bazik bir oksittir. Sodyum peroksit oksijen vererek su etkisi ile ayrışır (Bk.Oksilit) ve asitlerle oksijenli su (Hidrojen peroksit) verir. Sodyum hidroksit veya kostik soda (sud kostik) NaOH 320 °C’te a eriyen beyaz bir katıdır; akkor derecede uçucudur, suda ısı yayarak çözünür ve nem kaparak bozunur. Potasyum hidroksitle aynı özellikleri gösteren fakat ondan daha az yakıcı olan güçlü bir bazdır. Sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi ile elde edilen, maddelerin birbirine etki etmesinden sakınarak, klor ile birlikte hazırlanır. Kirecin sodyum karbonata etkilemesiyle de elde edilebilir. Günümüzde kullanılan solvey usulünde , derişik sodyum klorür çözeltisi amonyum hidrojen karbonatla (veya bileşenleri olan karbon dioksit veya amonyakla) birleşerek erimiş amonyum klorür ve çözünürlüğü az olan sodyumbikarbonat verir; dibe çökelen sodyum bikarbonat kavrularak nötür karbonat halinde dönüşür. Bu tepkimeler formülle şöyle gösterilebilir. NaCl + CO2 + H2O + NH3 → NaHCO3 + NH4Cl 2NaHCO3 → Na2CO3 +H2O + CO2 Amonyum klorürü kireçle işleyerek amonyağı toplamak mümkündür. Kireç, işlem için karbon dioksit gerektiği zaman, kireç taşının kavrulması ile elde edilebilir. Sodyum karbonat 10 mol su alarak, havada çiçeklenen klinorombik prizmalar halinde billurlaşır. Ayrışmadan erir. Sudaki çözeltisi güçlü bir alkali tepkime verir. Ayrıca sodyum karbonat, sanayide daha pahalı olan sodyum hidroksidin yerini almıştır. Camcılıkta ve birçok sodyum bileşiğinin üretiminde, çamaşırcılıkta, boyacılıkta, suların hazırlanmasında kullanılır. Sodyum hidrojen karbonat veya bikarbonat’a NaHCO3 “Vichy tuzu” da denir. Ve karbon dioksidin nötür sodyum karbonata etkimesi ile hazırlanır. Isıtılınca notür sodyum karbonat ile karbon dioksidin ayrışır. Tıpta ve seltz hazırlanmasında kullanılır. Nötür sodyum sülfür NaS ve asit sodyum sülfür Na HS, kükürtlü hidrojenin sodyum hidrokside etkimesi ile meydana gelir. Kükürt ile ısıtılınca, suni kükürt banyolarının hazırlanmasında kullanılan polisülfürleri verir. Sodyum sülfata NaSO bazı inorganik kaynaklarda rastlanır. 10 mol su alarak renksiz ve hacimli klinorombik prizmalar halinde (Glauber tuzu) billurlaşır ve havada çiçeklenir ayrışmadan erir. Pencere camlarının hazırlanmasında kullanılır; tıpta mushil olarak da kullanılır. Sülfüroz asit gibi, bu bileşiklerde indirgen ve renk gidericidir. Sodyum hidrit NaNO sodyum nitrattan hazırlanır ve 217 derece C’te eriyen renksiz bir katıdır. Diazon boyar maddelerinin hazırlanmasında kullanılır. Boratlar arasında, en önemlisi borakstır. NaBO. Sodyum tuzlarının özellikleri. Hemen hemen hepsi suda çözünür; az çözümlenenler arasında, ancak periyodat ile proantimonyat sayılabilir. Hepsi Bunsen bekinin alevini sarıya boyar. Biyokim. Sodyum, hücrelerde ve dokulardaki su metobolizmasında ve organik sıvıların asit-bas dengesini sağlamakta önemli bir rol oynar. Dokulardakine yakın bir derişilikte, böbrekler tarafından organizmadan atılır. Potasyum iyonları ile sodyum iyonları arasında bir denge vardır ve bu denge sayesinde potasyum sodyumu etkisiz hale getirir ve sodyumun dışarı atılmasını yol açar: bu sidik söktürünce etkiden, birçok hastalığın tedavisinde veya bazı ilaç tedavileri sırasında yararlanılır. Eczc. Tedavide birçok sodyum tuzu kullanılır. Zayıf asitlerin sodyum tuzları (bikarbonat, karbonat, borat) alkalidir ve alkali oldukları oranda kullanılır. Öbür sodyum tuzlarının tıpta kullanılma özellikleri asit köklerine bağlıdır boptik. (L)(Y) Tarihçe[değiştir | kaynağı değiştir] Sodyum, 1807'de Sir Humphry Davy'nin kostik sodayı elektroliz ederek elementel formda ayrıştırmasına kadar uzun süre bileşikleri halinde kullanılmıştı. Ortaçağ Avrupa'sında bir sodyum bileşiği (Latince adıyla sodanum) başağrısı ilacı olarak kullanılmaktaydı. Sodyumun simgesi, Na, yeni Latince natrium adı verilen bir sodyum bileşiğinden gelmektedir. O da Yunanca doğal bir tuza verilen nítron adından gelmiştir. Bulunuşu[değiştir | kaynağı değiştir] Sodyum yerkabuğunun ağırlıkça %2,6'sını oluşturur ve bu oranıyla en çok bulunan dördüncü element, ve en çok bulunan birinci alkali metaldir. 19. yüzyılın sonlarında, sodyum; sodyum karbonat ile karbonun birlikte 1100 °C ye ısıtılması ile kimyasal olarak elde edilmiştir. Na2CO3 (sıvı) + 2 C (katı, kok) → 2 Na (buhar) + 3 CO (gaz). Günümüzde sodyum ticari olarak, sıvı sodyum klorürün elektrolizi yoluyla üretilmektedir. İşlem Down hücresi içinde gerçekleşir ve NaCl, erime sıcaklığının 700 °C nin altına düşürülmesi için kalsiyum klorürle (CaCl2) karıştırılır. Kalsiyum, sodyumdan daha elektro-pozitif olduğu için, katotta kalsiyum toplanmaz. Bu metot, yukarıda bahsedilen sodyum hidroksitin elektrolizi metoduna göre daha ekonomiktir. Bileşikleri[değiştir | kaynağı değiştir] Sodyum, oksijenle birleşerek Na2O protoksit, ve Na2O2 peroksit verir. Sodyum protoksit, su ile birleşerek sodyum hidroksit (veya sud kostik, NaOH) veren bazik bir oksittir. Sodyum peroksit su etkisiyle oksijen vererek ayrışır ve asitlerle oksijenli su (hidrojen peroksit) verir. Sodyum sülfat'a (Na2SO4) bazı inorganik kaynaklarda rastlanır. Tuzlu bataklıkların kristalleşmiş kısımlarından çıkarılır. Yapay olarak sülfürik asitin sodyum klorüre etkimesiyle de hazırlanır, tepkimede hidroklorik asit de oluşur. 10 mol su alarak renksiz ve hacimli klinorombik prizmalar halinde (Glauber tuzu) kristalleşir. Sodyum nitrat (NaNO3) şili güherçilesini meydana getirir. Susuz romboedr'ler halinde kristalleşir, fakat nemli havada su alarak bozulur. Isıtılınca, önce oksijen ve nitrit, sonra azot, oksijen ve sodyum oksit halinde ayrışır. Gübre olarak kullanılır; ayrıca nitrik asit ve diğer nitratlar ile nitritlerin hazırlanmasında da kullanılır. Sodyum nitrit (NaNO2), sodyum nitrattan hazırlanır ve 217 °C'ta ergiyen renksiz bir katıdır. Diazo boyar maddelerinin hazırlanmasında kullanılır. Sodyum bileşikleri; kimya, cam, metal, kâğıt, petrol, sabun, ve tekstil ensüstrisinin vazgeçilmez ögeleridir. Kullanım alanları[değiştir | kaynağı değiştir] Sodyum alev testi. Parlak sarı bir alevle yanar (dalga boyu 588.99 ve 589.59 nanometre) Sodyum, esterlerin ve organik bileşiklerin yapımında kullanılır. Bu alkali metal, yaşam için gerekli olan tuzun (sodyum klorür, NaCl) bileşenidir. Diğer kullanım alanları: Yapılarını geliştirmek için bazı alaşımlarda, Yağlı asitlerle birlikte sabunlarda, Metallerin yüzeyini temizleyip düzgünleştirme amacıyla, Erimiş tuzları saflaştırmada, Sodyum buharlı lambalarda aydınlatma amacıyla ve Bazı nükleer reaktörlerde ısı transfer akışkanı olarak ve yüksek performasnlı, içten yanmalı motorlarda içi boşluklu valflerde kullanılır. İzotopları[değiştir | kaynağı değiştir] Sodyumun bilinen 13 izotopu vardır. En kararlı olanı 23Na dur. İki adet radyo-izotopu vardır: 22Na (yarılanma ömrü = 2 bin 605 yıl) ve 24Na (yarılanma ömrü yaklaşık 15 saat). Sodyum ve insan vücudu[değiştir | kaynağı değiştir] β-galaktozidaz, α-amilaz enzimlerinin aktivatörüdür. 3,2 mg plazmada, 0,2 mg eritrositlerde normal halde bulunur. Günlük ihtiyaç 4-6 g kadardır. Hücredışı sıvılarında bulunur. Sodyum metabolizması, böbrek üstü bezinin korteks hormonları tarafından düzenlenir. İdrar yolu ile uzaklaştırılır. Kronik böbrek hastalıkları Yanık olayları, terleme İshal, kusma, bağırsak tıkanmasında sodyum düzeyi azalır. Dehidratasyon, böbrek üstü bezinin aşırı çalışmasında ise artış gösterir. Toksikolojik önlemler[değiştir | kaynağı değiştir] Sodyum toz halinde iken, su içinde çok patlayıcı olup zehirlidir. Bu metal her zaman dikkatli bir şekilde muamele edilmelidir. Daima inert bir atmosferde veya, sıvı hidrokarbon (mineral yağı veya gazyağı) içinde saklanmalıdır.

Galyum Vikipedi, özgür ansiklopedi Galyum (Ga) H Periyodik cetvel He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Temel özellikleri Atom numarası 31 Element serisi Metaller Grup, periyot, blok 13, 4, p Görünüş gümüşi beyaz Galyum Atom ağırlığı 69.723 g/mol Elektron dizilimi [Ar] 4s2 3d10 4p1 Enerji seviyesi başına Elektronlar 2, 8, 18, 3 CAS kayıt numarası 7440-55-3 Fiziksel Özellikleri Maddenin hâli Katı Yoğunluk 5,91 g/cm³ Sıvı hâldeki yoğunluğu 6,095 g/cm³ Ergime noktası 302,9146 °K 29,7646 °C Kaynama noktası 2477 °K 2204 °C Ergime ısısı 5,59 kJ/mol Buharlaşma ısısı 254 kJ/mol Isı kapasitesi 25,86 J/(mol·K) Atom özellikleri Kristal yapısı ortokubik Yükseltgenme seviyeleri 3,2,1 Elektronegatifliği 1,81 Pauling ölçeği İyonlaşma enerjisi 1'nci=578,8 kJ/mol 2'nci=1979,3 kJ/mol 3'ncü=2963 kJ/mol Atom yarıçapı 130 pm Atom yarıçapı (hes.) 136 pm Kovalent yarıçapı 122 pm Van der Waals yarıçapı 187 pm Diğer özellikleri Elektrik direnci 270 nΩ·m (20°C'de) Isıl iletkenlik 40,6 W/(m·K) Isıl genleşme 18 µm/(m·K) (25°C'de) Ses hızı (ince çubuk) 2740 m/s (20'de) Mohs sertliği 1,5 Vickers sertliği ? MPa Brinell sertliği 60 MPa Galyum. Kimyasal sembolü Ga, atom numarası 31 olan kimyasal element. Oda sıcaklığının üstünde 3 katı halde bulunur. sit ve çinkonun saflaştırılması sırasında alüminyumla beraber elde edilir. Galyum bir yan üründür. En çok kullanılan bileşikleri galyum nitrit ve galyum arsenik tir. Yarı iletkenlerin yapımında ve kızılötesi alıcılarında kullanılır. Galyum elinize aldığınızda eriyen bir metaldir. Özellikleri[değiştir | kaynağı değiştir] Galyum metali doğada saf halde bulunmaz.Ancak çok kolay elde edilir. Saf bir galyum parlak gümüş renkli cam parçalarına benzer ve insan tenine değdiğinde erir. Galyum metal konteynırlarda ya da cam konteynırlarda dondurularak depo edilir. %60'ı GA (k.n 69) %70'i GA (k.n 72)izotoplarından oluşur. (k.n: kütle numarası) Tarihçe[değiştir | kaynağı değiştir] Galyum (Latince: Gallia, anlamı Galya, Fransa) ve (Gallus anlamı horoz) ilk olarak Lecoq de Boisbaudran tarafından 1875 de keşfedilmiştir. Daha sonra Dimitri Mendeleyev tarafından da periyodik tablodaki yeri belirlenmiştir. Boisbaudran elemente kendi ismini vermek yerine o zamanın kelime oyunundan yararlanarak Fransa'ya verilen latince isim olan galya ya atfen bu ismi vermiş ancak gallusta Lecoq un soyadının Latincesidir ve horoz anlamına gelmektedir. Kategoriler (++): Galyum (−) (±) (↓) (↑)Elementler (−) (±) (↓) (↑)

Hidrojen Vikipedi, özgür ansiklopedi Hidrojen (H) H Periyodik cetvel He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Temel özellikleri Atom numarası 1 Element serisi Ametaller Grup, periyot, blok 1, 1, s Görünüş renksiz Hidrojen Atom ağırlığı 1.00794(7) g/mol Elektron dizilimi 1s1 Enerji seviyesi başına Elektronlar 1 CAS kayıt numarası 1333-74-0 Fiziksel Özellikleri Maddenin hâli Gaz Yoğunluk (0 °C, 101.325 kPa) 0.00008988 g/cm³ Sıvı hâldeki yoğunluğu 2.267 g/cm³ Ergime noktası {{{Ergime_noktası_K}}} °K {{{Ergime_noktası_C}}} °C Kaynama noktası 20.28 °K -252.87 °C Ergime ısısı (H2) 0.117 kJ/mol Buharlaşma ısısı (H2) 0.904 kJ/mol Isı kapasitesi (H2) 28.836 J/(mol·K) Atom özellikleri Kristal yapısı Kübik Yükseltgenme seviyeleri 1, -1 Elektronegatifliği 2.20 Pauling ölçeği İyonlaşma enerjisi 1312.0 kJ/mol Atom yarıçapı 25 pm Atom yarıçapı (hes.) 53 pm Kovalent yarıçapı 37.3 pm Van der Waals yarıçapı 120 pm Diğer özellikleri Elektrik direnci (300 K) 180.5 m nΩ·m (20°C'de) Isıl iletkenlik 0.167 W/(m·K) Isıl genleşme {{{Isıl_genleşme}}} µm/(m·K) (25°C'de) Ses hızı (gaz, 27 °C) 1310 m/s (?'de) Mohs sertliği ? Vickers sertliği ? MPa Brinell sertliği ? MPa Hidrojen (Yunanca: ὑδρογόνο (İdrogono = su yapan); Latince: Hydrogenium; Osmanlıca müvellidülmâ = su yapan), element sembolü H olan, 1 atom sayılı ametaldir. Standart sıcaklık ve basınç altında renksiz, kokusuz, metalik olmayan, tatsız, oldukça yanıcı ve H2 olarak bulunan bir diatomik gazdır. 1.00794 g/mol'lük atomik kütlesi ile tüm elementler arasında en hafif elementtir. Periyodik cetvelde sol üst köşede yer alır. Hidrojen, evrenin kütlesinin %75'ni oluşturan ve evrende en çok bulunan elementtir.[1] Ana hatta bulunan yıldızların çoğunluğu plazma halinde olan hidrojenden oluşur. Elementel hidrojen dünyada az bulunur. Endüstride metan gibi hidrokarbonlardan üretilebildiği gibi, pahalı olsa da suyun elektrolizinden de üretilebilir. Hidrojenin en yaygın doğal izotopu, nötronsuz protiyumdur. Hidrojen pek çok elementle bileşik verebilir, suda ve pek çok organik molekülde bulunur. Suda çözünen moleküller arasındaki asit-baz tepkimlerinde önemli rol oynar. Schrödinger denkleminin analitik olarak çözülebildiği tek nötral molekül olduğu için, hidrojen atomunun enerji basamakları ve bağ özellikleri kuantum mekaniğinin gelişmesinde önemli rol oynamıştır. İçindekiler [gizle] 1 Tarihi 2 Hidrojenin Elde Edilmesi 2.1 Hidrojenin Atom Yapısı 3 Hidrojenin Evrendeki Yeri 4 Hidrojen Atomu 4.1 Izotopları 5 Uygulamaları 6 Ayrıca bakınız 7 Kaynakça Tarihi[değiştir | kaynağı değiştir] Hidrojen 1500'lü yıllarda keşfedilmiş, 1700'lü yıllarda yanabilme özelliğinin farkına varılmış, evrenin en basit ve en çok bulunan elementi olup, renksiz, kokusuz, havadan 14.4 kez daha hafif ve tamamen zehirsiz bir gazdır. Güneş ve diğer yıldızların termonükleer tepkimeye vermiş olduğu ısının yakıtı hidrojen olup, evrenin temel enerji kaynağıdır. -252.77 °C'de sıvı hale getirilebilir. Sıvı hidrojenin hacmi gaz halindeki hacminin sadece 1/700'ü kadardır. Hidrojen bilinen tüm yakıtlar içerisinde birim kütle başına en yüksek enerji içeriğine sahiptir. 1 kg hidrojen 2,1 kg doğalgaz veya 2,8 kg petrolün sahip olduğu enerjiye sahiptir. Ancak birim enerji başına hacmi yüksektir. Hidrojen gazını yapay olarak ilk defa T. Von Hohenheim (ayrıca Paracelsus, 1493 - 1521, olarak da bilinir) tarafından güçlü asitlerle metalleri karıştırarak elde etmiştir. Bu kimyasal reaksiyon sonucu elde edilen bu yanıcı gazın yeni bir element olduğunun farkına varamamıştır. 1671 yılında hidrojen Robert Boyle tarafından demir çubuk ve seyreltik asit çözeltilerinin reaksiyonu sonucu üretilerek yeniden keşfedilmiştir. 1766 yılında Henry Cavendish metal asit reaksiyonuyla elde edilen, havada yanan, yandığı zaman su açığa çıkaran hidrojenin ayrı bir element olduğunun farkına varmıştır. Cavendish'in hidrojenle tanışması cıva ve asitlerle yaptığı deneyler zamanında olmuştur. Başlangıçta hidrojenin cıvayı oluşturan birimlerden biri olduğunu, cıvanın asitle reaksiyonundan ortaya çıktığını düşünmüş, buna rağmen hidrojenin pek çok önemli özelliğini gerçekci şekilde tasvir edebilmiştir. 1783'te Antoine Lavoiser,Laplace ile Cavendish'in bulduklarını tekrarlarken, yandığı zaman su üreten bu gaza hidrojen adını vermiştir. Hidrojenin Elde Edilmesi[değiştir | kaynağı değiştir] Hidrojen gazını yapay olarak ilk defa T. Von Hohenheim (ayrıca Paracelsus, 1493 - 1521, olarak da bilinir) tarafından güçlü asitlerle metalleri karıştırılarak elde edilmiştir. Bu kimyasal reaksiyon sonucu elde edilen bu yanıcı gazın yeni bir element olduğunun farkına varamamıştır. 1671 yılında hidrojen Robert Boyle tarafından demir çubuk ve seyreltik asit çözeltilerinin reaksiyonu sonucu üretilerek yeniden keşfedilmiştir. 1766 yılında Henry Cavendish metal asit reaksiyonuyla elde edilen, havada yanan, yandığı zaman su açığa çıkaran hidrojenin ayrı bir element olduğunun farkına varmıştır. Cavendish'in hidrojenle tanışması cıva ve asitlerle yaptığı deneyler zamanında olmuştur. Başlangıçta hidrojenin cıvayı oluşturan birimlerden biri olduğunu, cıvanın asitle reaksiyonundan ortaya çıktığını düşünmüş, buna rağmen hidrojenin pek çok önemli özelliğini gerçekci şekilde tasvir edebilmiştir. 1783'te Antoine Lavoiser,Laplace ile Cavendish'in bulduklarını tekrarlarken, yandığı zaman su üreten bu gaza hidrojen adını vermiştir. Hidrojenin ilk kullanım yerlerinden biri balonlar ve daha sonraları zeplinlerdir. Bu amaçlar için hidrojen metalik demir ve sülfürik asidin reaksiyona girmesiyle elde edilmiştir. Hidrojen Hindenburg adlı, havada yanarak yok olan zeplinde kullanılmıştır. Balonlarda daha sonraları oldukça patlayıcı olan hidrojenin yerine inert helyum kullanılmıştır. Hidrojenin Atom Yapısı[değiştir | kaynağı değiştir] 1 proton ve 1 elektrondan oluşan hidrojen atomu, basit atomik yapısı, ışık emilim ve yayma spekturumu sayesinde atomik yapının geliştirilmesinde önemli rol oynamıştır. Hidrojen molekülünün ve ona karşılık gelen H2+ katyonu basit yapısı kimyasal bağların doğası hakkında önemli bilgiler vermiş, bu 1920'li yıllların ortalarında hidrojen atomunun kuantum mekaniği uygulamasıdır. Hidrojenin Evrendeki Yeri[değiştir | kaynağı değiştir] Hidrojen evrenin kütlece %75'ini, atom sayıca %90'nı oluşturur ve bu oranlarıyla evrende en çok bulunan elementtir. Bu element yıldızlarda, dev gaz gezegenlerinde büyük miktarda bulunur. Moleküler hidrojen bulutları yıldızların oluşumuyla bağlantılıdır. Hidrojen yıldızların proton-proton nükleer füzyon reaksiyonuyla enerji üretmesinde önemli rol oynar. Evrende hidrojen atomik ya da plazma halinde bulunur. Plazma hali atomik halinden oldukça farklıdır. Bu halde hidrojen elektronu ve protonu bağlı değildir ve bu oldukça yüksek elektrik iletkenliği ve ışık yayılımına (güneş ve diğer yıldızlar ışık yayar) sahiptir. Yüklü partiküller elektrik ve manyetik alanlarda oldukça etkilenirler. Mesela, güneş rüzgarında dünyanın magnetospheri ile etkileşerek Birkeland akımları ve auroraya yol açarlar. Uzayda hidrojen nötral atomik halde bulunur. Normal şartlar altında hidrojen biatomik gaz (H2) halinde bulunur. Hafifliği nedeniyle diğer daha ağır gazlara göre yerçekimi kuvvetinden kolayca kurtulur. Bu nedenle dünya atmosferinde hidrojen gazı oranı oldukça düşüktür (hacimce 1 ppm). Hidrojen atomu ve H2 molekülü uzayda bolca bulunduğu halde dünya da bunların üretimi ve saflaştırılması oldukça güçtür. Bütün bunlara rağmen hidrojen dünyada en çok bulunan üçüncü elementtir. yeryüzündeki hidrojen su, hidrokarbonlar gibi kimyasal bileşiklerin içinde bulunur. Hidrojen gazı bazı bakteri ve algae tarafından üretilir. Günümüzde methan gazı önemi artan bir hidrojen kaynağıdır. Hidrojen Atomu[değiştir | kaynağı değiştir] Izotopları[değiştir | kaynağı değiştir] Protiyum, hidrojenin en yaygın izotopu Atomun doğada üç izotopu vardır. Bunlar 1H, 2H, ve 3H. Oldukça kararsız diğer izotoplar (4H - 7H) laboratuvar koşullarında sentezlenmiştir. 1H %99.98 ile hidrojenin doğada en çok bulunan izotopudur. Bu izotop çekirdeğinde yalnızca bir proton içerdiğinden protium denilmiştir. 2H 'hidrojenin diğer kararlı izotopudur. Döteryum olarak da bilinir. Çekirdeğinde 1 proton ve 1 nötron içerir. Deuterium yeryüzündeki hidrojenin %0.0184'nü oluşturur. Radyoaktif değildir ve belirgin bir kirliliğe yol açmaz. Suyun içinde hidrojen yerine deuterium bakımından zenginleştirilmiş suya ağır su denir. Deuterium ve bileşikleri kimyasal reaksiyonlarda radyoaktif olmayan etiketlemelerde ve 1H-NMR da çözücü olarak kullanılır. Ağır su nükleer reaktörlerde nötron kontrolü ve soğutucu olarak kullanılır. Deuterium ayrıca ticari çekirdek füzyonda olası yakıttır. 3H ayrıca Trityum olarak da bilinir. Çekirdeğinde 2 nötron ve 1 proton içerir. Radyoaktiftir ve 12.32 yıl yarı hayatıyla beta bozunmasıyla Helyum-3 e dönüşür. Az miktarda trityum kozmik ışınların atmosferik gazlarla etkileşmesi sonucu ortaya çıkar. Ayrıca nükleer silah testlerinde de havaya salınır. Tritium kimya da ve biyolojide radyoetiketleme deneylerinde kullanılır. Hidrojen, izotoplarının değişik isimleri olan tek elementtir. IA grubu elementleri, Ca, Sr,Ba gibi aktif metallerin su ile reaksiyonu sonucunda hidrojen gazı elde edilir. Ca(k) + 2H2O à Ca2+ (aq) + 2OH-(aq) + H2 (g) Uygulamaları[değiştir | kaynağı değiştir] Hidrojen zehirsiz ve havadan 14,4 kez daha hafif bir gazdır. Güneş ve diğer yıldızların termonükleer tepkimeyle vermiş olduğu ısının yakıtı hidrojen olup, evrenin temel enerji kaynağıdır. -252,77 °C'ta sıvı hale getirilebilir. Sıvı hidrojenin hacmi gaz halindeki hacminin sadece 1/700'ü kadardır. Hidrojen bilinen tüm yakıtlar içerisinde birim kütle başına en yüksek enerji içeriğine sahiptir (Üst ısıl değeri 140,9 MJ/kg, alt ısıl değeri 120,7 MJ/kg). 1 kg hidrojen, 2,1 kg doğalgaz veya 2,8 kg petrolün sahip olduğu enerjiye sahiptir. Petrol yakıtlarına göre ortalama 1,33 kat daha verimli bir yakıttır. Buna karşın, enerji olarak kullanılabilmesi için doğadaki bileşiklerden ayrıştırılması gerekir. Üretilmesi de göz önünde bulundurulduğunda petrol gibi hazır yakıtlar kadar kârlı değildir. Ancak hidrojenin diğer yakıtlardan önemli bir farkı, güneş veya rüzgar enerjisinin yardımıyla sudan üretilebilmesi ve kullanıldığında tekrar suya dönüşebilmesidir. Bu özellik hidrojenin herkesin üretimine ve kullanımına açık bir yakıt olmasını sağlar. Hidrojen doğada serbest halde bulunmaz, bileşikler halinde bulunur. En çok bilinen bileşiği ise sudur. Isı ve patlama enerjisi gerektiren her alanda kullanımı temiz ve kolay olan hidrojenin yakıt olarak kullanıldığı enerji sistemlerinde, atmosfere atılan ürün sadece su ve/veya su buharı olur. Bunun dışında çevreyi kirleten hiçbir gaz ve zararlı kimyasal madde (karbonmonoksit veya karbondioksit gibi) üretimi olmaz..

uyuztas

nereydi unuttum

ne bu tripler

eksi verince cikio la

uuuuuuuuuu!