Diwaterstof

Diwaterstof
Structuurformule en molecuulmodel
	Structuurformule van diwaterstof
	De witte tank is voor vloeibare waterstof, de zwarte voor waterstof onder een druk van 350 bar
Algemeen
IUPAC-naam	diwaterstof
Andere namen	waterstofgas, moleculaire waterstof
Molmassa	2,01588 g/mol
SMILES	[HH]
InChI	1/H2/h1H
CAS-nummer	1333-74-0
EG-nummer	215-605-7
PubChem	783
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
H-zinnen	H220
EUH-zinnen	geen
P-zinnen	P210
EG-Index-nummer	001-001-00-9
VN-nummer	1049 (gas onder druk)
ADR-klasse	Gevarenklasse 2.1
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand	gasvormig
Kleur	kleurloos
Dichtheid	8,988 × 10−5 g/cm³
Smeltpunt	−259,14 °C
Kookpunt	−252,87 °C
Zelfontbrandings- temperatuur	571 °C
Oplosbaarheid in water	0,019 g/L
Onoplosbaar in	water
Geometrie en kristalstructuur
Dipoolmoment	0 D
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	Scheikunde

Diwaterstof of moleculaire waterstof (H₂) is de belangrijkste enkelvoudige stof van het element waterstof. Het is bij normale druk en temperatuur een kleurloos, reukloos, smaakloos en uiterst brandbaar gas. Het wordt ook wel waterstofgas of eenvoudigweg waterstof genoemd. Het komt slechts in zeer lage concentraties (0,5 ppm) in de aardatmosfeer voor. Wegens zijn uiterst lage dichtheid ontsnapt het langzaam maar zeker naar de ruimte. In het heelal is diwaterstof het voornaamste bestanddeel van moleculaire wolken waarin nieuwe sterren worden gevormd.

Fysische eigenschappen[bewerken | brontekst bewerken]

Waterstofgas is het lichtste gas en heeft bij normale druk een kookpunt van slechts 20,28 K en een smeltpunt van 14,01 K.

Onder normale omstandigheden is diwaterstof een mengsel van twee verschillende soorten moleculen die van elkaar verschillen in de spin die de atoomkernen hebben.^[1] Deze twee vormen worden ortho- en parawaterstof genoemd (niet te verwarren met isotopen). Bij normale temperatuur en druk bestaat diwaterstof voor 25% uit de para- en 75% uit de orthovorm.^[2] De orthovorm is onstabiel (bevindt zich in een aangeslagen toestand) en kan daardoor niet in zuivere vorm bereid worden. De twee vormen hebben een ongelijk energieniveau en daarmee licht verschillende fysische eigenschappen. Zo zijn bijvoorbeeld de smelt- en kookpunten van parawaterstof ongeveer 0,1 K lager dan die van orthowaterstof (de zogenaamde normale verschijningsvorm).^[3]

Chemische eigenschappen[bewerken | brontekst bewerken]

Waterstof kan samen met zuurstof water vormen. Hierbij komt energie (286 kJ/mol) vrij.

{\ce {2 H2 + O2 -> 2 H2O}}

Daarom is een mengsel van waterstofgas en zuurstofgas in een volumeverhouding van 2:1, dat ook wel bekendstaat als knalgas, explosief.

Waterstofgas reageert heftig met dichloor en difluor, waarbij resp. waterstofchloride en waterstoffluoride gevormd worden.

Toxicologie en veiligheid[bewerken | brontekst bewerken]

Waterstofgas is zeer licht ontvlambaar en brandt vanaf concentraties van minimaal 4%. Dit is de laagste explosiegrens (LEL of Lower Explosion Limit). De bovenste explosiegrens ligt op 75% (UEL of Upper Explosion Limit), daarboven is er te weinig zuurstof beschikbaar.^[4] Zo verbrandde op 6 mei 1937 de Hindenburg onder andere doordat de waterstof in het luchtschip vlam vatte. Het was echter de buitenhuid die voor de eerste ontsteking en grote snelheid van de brand zorgde.^[5] (De Hindenburg is niet ontploft.) Desalniettemin is de benodigde ontstekingsenergie bij waterstof klein (0,02 mJ). In vergelijking met methaan (0,29 mJ) is dit een factor 10 kleiner. In de omgeving van waterstof geldt vanwege de lage benodigde ontstekingsenergie: geen open vuur, geen vonken en niet roken. Bij installaties is het aanbevolen om een elektrische aarding aan te brengen.

De ontstekingstemperatuur van waterstof (565 °C) ligt hoger dan bij benzine (450 °C).^[6] Bij vrijkomen stijgt het op (het is 14 maal zo licht als lucht), waardoor het explosiegevaar minder is. Op kamertemperatuur is bij gelijke energiewaarde het volume van waterstofgas circa 4 maal zo groot als dat van benzine. Op kamertemperatuur is bij gelijke massa de energiewaarde van waterstofgas circa 3 maal zo groot als die van benzine.

De grenswaarden waartussen een mengsel van waterstofgas en lucht ontvlambaar is, ligt tussen de 4 en 75 volumeprocent. De temperatuur voor een spontane zelfontbranding van een waterstofgas-luchtmengsel ligt op 585 °C. Op waterstofinstallaties zijn bijgevolg ATEX-voorschriften van toepassing.

Synthese en industriële productie[bewerken | brontekst bewerken]

Zie waterstofproductie voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

Diwaterstof kan op verschillende manieren worden gemaakt:

elektrolyse van water
koolwaterstoffen (bijvoorbeeld aardgas) op hoge temperatuur af te breken (stoomreforming)
stoom over verhit koolstof leiden (syngas)
natrium- of kaliumhydroxide met aluminium te laten reageren
zuren met reactieve metalen, zoals zink of ijzer, te laten reageren
fotokatalytische waterstofproductie: waterstof produceren met behulp van zonlicht

In het kader van een eventuele, toekomstige waterstofeconomie is het van belang om onderscheid te maken tussen waterstofgas met een fossiele grondslag en waterstofgas dat met behulp van een hernieuwbare energiebron is geproduceerd. Het overgrote aandeel aan waterstofgas dat heden ten dage commercieel verkrijgbaar is, heeft een fossiele oorsprong en kan daarom niet worden aangemerkt als hernieuwbare brandstof.

Toepassingen[bewerken | brontekst bewerken]

Voor industriële toepassingen zijn grote hoeveelheden waterstofgas nodig in zogenaamde hydrogenatiereacties, onder andere in het Haber-Boschproces waarin ammoniak geproduceerd wordt, het harden van vetten en oliën en de productie van methanol.

Andere toepassingen waar waterstofgas voor nodig is:

Hydroalkylatie, hydro-ontzwaveling, hydrokraken.
Hydrogenolyse, een methode om een enkelvoudige organische binding te splitsen door formele additie van waterstofgas.
Productie van zoutzuur, lassen, als raketbrandstof, en voor reductie van metaalertsen.
Vloeibare waterstof wordt gebruikt bij cryogeen onderzoek, onder meer in studies naar supergeleiding,
Waterstofgas weegt slechts 1/14 van een gelijk volume aan lucht. Om die reden werd het in het verleden veel toegepast als vulling in ballonnen en zeppelins. Vanwege de brandbaarheid wordt dit tegenwoordig veel minder gedaan.
Waterstofgas wordt gebruikt voor het koelen van generatoren met een vermogen groter dan 200 MW.

Brandstof[bewerken | brontekst bewerken]

Diwaterstof kan als brandstof dienen voor verbrandingsmotoren. BMW heeft een brandstofmotor ontwikkeld die enkel op waterstof werkt. In juni 2008 werd het eerste Belgische tankstation voor waterstof geopend^[7] langs de E19 in Ruisbroek.^[8] Het is enkel bedoeld voor de enkele BMW-waterstofauto's die reeds in België rondrijden. Deze auto's rijden met Duitse nummerplaat, want waterstof was indertijd in België nog niet erkend als brandstof.^[9] Inmiddels wordt waterstof in massa-geproduceerde personenauto's enkel nog gebruikt in combinatie met een brandstofcel en elektromotor.

Een andere toepassing is het waterstofvliegtuig.

Brandstofcel (fuel cell)[bewerken | brontekst bewerken]

Brandstofcellen worden gebruikt om milieuvriendelijk en zonder CO₂-uitstoot elektrische energie te produceren. Er moet dan echter eerst waterstofgas geproduceerd worden, en daar is energie voor nodig. Voor de productie van 1 kg waterstof is 52 kWh aan elektrische energie nodig. Het spreekt vanzelf dat deze energie op een milieuvriendelijke manier opgewekt zal moeten worden, wil waterstof inderdaad een milieuvriendelijk alternatief zijn voor de fossiele brandstoffen. In 1 kg waterstof zit 39 kWh energie, gemeten naar de calorische bovenwaarde (Higher Heating Value). Die kan bij verbranding van waterstof in een cv-ketel op waterstof geheel gebruikt worden. Bij gebruik van waterstof in een brandstofcel geldt de calorische onderwaarde (Lower Heating Value) van 33 kWh. Daarvan is ongeveer 50% (afhankelijk van het percentage geleverd vermogen van de brandstofcel) elektrische energie, ongeveer 50% is warmte. De warmte wordt daarbij vaak als verlies gezien, behalve als deze kan worden gebruikt, zoals bijvoorbeeld in een waterstofauto in de winter.

Zie ook[bewerken | brontekst bewerken]

Externe links[bewerken | brontekst bewerken]

International Chemical Safety Card van Diwaterstof

Bronnen, noten en/of referenties

↑ Staff, Hydrogen (H₂) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen. Universal Industrial Gases, Inc. (2003). Geraadpleegd op 5 februari 2008.
↑ Tikhonov, Vladimir I., Volkov, Alexander A., (2002). Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers. Science 296 (5577): 2363. PMID: 12089435. DOI: 10.1126/science.1069513.
↑ Hritz, James, CH. 6 - Hydrogen (PDF). NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA (March 2006). Gearchiveerd op 28 oktober 2006. Geraadpleegd op 5 februari 2008.
↑ Carcassi, M. N., Fineschi, F., (June 2005). Deflagrations of H₂–air and CH₄–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment. Energy 30 (8): 1439–1451. DOI: 10.1016/j.energy.2004.02.012.
↑ Werthmüller, Andreas, The Hindenburg Disaster. Swiss Hydrogen Association. Geraadpleegd op 5 februari 2008.
↑ Staff, Safety data for hydrogen. Chemical and Other Safety Information. The Physical and Theoretical Chemistry Laboratory, Oxford University (10 september 2005). Geraadpleegd op 5 februari 2008.
↑ Total en BMW openen tankstation op waterstof
↑ Eerste waterstofstation langs E19
↑ Anders Bekeken: Eerste waterstof tankstation langs de E19 ! - Newsblog by Milieunet Foundation

Diatomisch chemisch element
Waterstof (H₂) · Stikstof (N₂) · Fosfor (P₂) · Zuurstof (O₂) · Fluor (F₂) · Chloor (Cl₂) · Broom (Br₂) · Jood (I₂)

Brandstoffen voor wegvoertuigen

Beschikbare brandstoffen aan de pomp:	benzine · diesel · lpg · waterstofgas · biodiesel · E85 · HCNG · cng · biogas · E5 · E10 · E15 · hE15
Zie ook:	biobrandstof

Mediabestanden die bij dit onderwerp horen, zijn te vinden op de pagina Diwaterstof op Wikimedia Commons.

[1] Staff, Hydrogen (H₂) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen. Universal Industrial Gases, Inc. (2003). Geraadpleegd op 5 februari 2008.

[Tikhonov-2] Tikhonov, Vladimir I., Volkov, Alexander A., (2002). Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers. Science 296 (5577): 2363. PMID: 12089435. DOI: 10.1126/science.1069513.

[NASA-3] Hritz, James, CH. 6 - Hydrogen (PDF). NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA (March 2006). Gearchiveerd op 28 oktober 2006. Geraadpleegd op 5 februari 2008.

[4] Carcassi, M. N., Fineschi, F., (June 2005). Deflagrations of H₂–air and CH₄–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment. Energy 30 (8): 1439–1451. DOI: 10.1016/j.energy.2004.02.012.

[5] Werthmüller, Andreas, The Hindenburg Disaster. Swiss Hydrogen Association. Geraadpleegd op 5 februari 2008.

[6] Staff, Safety data for hydrogen. Chemical and Other Safety Information. The Physical and Theoretical Chemistry Laboratory, Oxford University (10 september 2005). Geraadpleegd op 5 februari 2008.

[7] Total en BMW openen tankstation op waterstof

[8] Eerste waterstofstation langs E19

[9] Anders Bekeken: Eerste waterstof tankstation langs de E19 ! - Newsblog by Milieunet Foundation

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]