Dihydrogène

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Dihydrogène
Dihydrogène
Identification
Nom IUPAC dihydrogène
Synonymes

hydrogène

No CAS 1333-74-0
No EINECS 215-605-7
PubChem 783
No E E949
SMILES
InChI
Apparence sans odeur, incolore, gaz comprimé[1]
Propriétés chimiques
Formule brute H2  [Isomères]
Masse molaire[2] 2,01588 ± 0,00014 g/mol
H 100 %,
Propriétés physiques
fusion -259,1 °C[3]
ébullition -252,76 °C[3]
Solubilité 0,019
Paramètre de solubilité δ 6,9 MPa1/2 (25 °C)[4]
Masse volumique 0,08988 g·l-1,

0,0708 g·ml-1 (liquide, -253 °C),
0,0706 g·ml-1 (solide, -262 °C)[3]

d'auto-inflammation 500 à 571 °C[1]
Point d’éclair gaz inflammable[1]
Limites d’explosivité dans l’air 476 %vol[1]
Pression de vapeur saturante
Point critique 13,0 bar, -239,95 °C[6]
Point triple -259,3467 °C[7];
7,205 kPa abs
Conductivité thermique 42,5×10−5 cal.cm-1.s-1.K-1 à 16,85 °C
Vitesse du son 1 310 m·s-1 (27 °C, 1 atm)[8]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 130,68 J·K-1·mol-1
Δfus 0,058 68
Δvap 0,90 kJ·mol-1 (1 atm, -252,76 °C)[3]
Cp 14 266 J/kg K (293 K)
PCI 242,7 kJ·mol-1[9]
Précautions
Directive 67/548/EEC[11]
Extrêmement inflammable
F+



Transport
23
   1049   

223
   1966   
NFPA 704
gaz :

Symbole NFPA 704

 

réfrigéré liquide[10]:

Symbole NFPA 704

 
SIMDUT[12]
A : Gaz compriméB1 : Gaz inflammable
A, B1,
SGH[13]
SGH02 : InflammableSGH04 : Gaz
Danger
H220,
Inhalation suffocation
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
Page d'aide sur les redirections Cet article concerne l'hydrogène gazeux, officiellement appelé dihydrogène. Pour l'atome d'hydrogène, voir Hydrogène.

Le dihydrogène est la forme moléculaire de l'élément hydrogène, qui existe à l'état gazeux aux conditions normales de température et de pression. Les molécules comportent deux atomes d'hydrogène, sa formule chimique est H2. Il est également appelé « molécule d'hydrogène » ou « gaz hydrogène » et, dans le langage courant, lorsqu'il n'y a pas d'ambiguïté avec l'élément chimique du même nom, il est très fréquemment désigné par « hydrogène ».

C'est un gaz léger que la gravité terrestre ne peut d'ailleurs retenir. Il fut employé dans les ballons dirigeables de type zeppelin, utilisant les propriétés de la poussée d'Archimède, avant d'être remplacé par l'hélium moins dangereux car non combustible. Il brûle dans l'air en produisant de l'eau, d'où son nom composé par le préfixe « hydro », du grec ὕδωρ (hudôr) signifiant « eau », et par le suffixe « gène », du grec γεννᾰν (gennen), « engendrer ». Il a été utilisé pour la conservation de la viande.

Le dihydrogène possède une température de vaporisation de 20,27 K et une température de fusion de 14,02 K. Sous de très fortes pressions, comme celles qui existent au centre des géantes gazeuses, ces molécules se dissocient et l'hydrogène devient un métal liquide. Dans l'espace, les nuages de H2 sont à la base du processus de formation des étoiles.

Historique[modifier | modifier le code]

Le premier scientifique connu à avoir décrit la production de dihydrogène est le suisse Paracelse (1493-1541). Il fait cette découverte en versant du vitriol sur de la poudre de fer, mais ne comprend pas la nature exacte du gaz dégagé au cours de l'expérience.

Le chimiste anglais Henry Cavendish (1731-1810), recommençant les expériences de Paracelse avec plusieurs métaux différents, découvre que le gaz ainsi produit est différent de l'air, est inflammable et a une faible densité. Il appelle ce gaz « air inflammable » (en anglais : inflammable air) et s'aperçoit que sa combustion produit de l'eau. Le dioxygène étant lui nommé « air vital ».

Le chimiste français Antoine Lavoisier ayant confirmé les expériences de Cavendish, propose le mot « hydrogène » pour remplacer l'expression « air inflammable ». Ce mot est formé avec le préfixe hydro (du grec ὕδωρ (hudôr), « eau ») et du suffixe gène (du grec γεννᾰν (gennen), « engendrer »). Le mot hydrogène signifie donc qui engendre l'eau.

Par la suite, dans le domaine scientifique, le mot « hydrogène » sera utilisé pour nommer l'élément chimique H et le mot « dihydrogène » sera utilisé pour la molécule H2.

Sources d'hydrogène[modifier | modifier le code]

Le dihydrogène est un élément très léger. Comme la gravité terrestre ne peut le retenir, il s'échappe naturellement de l'atmosphère terrestre. Par conséquent, il n'est présent que sous forme de traces (0,5 ppmv) dans l'air. Cette rareté atmosphérique fait que la totalité du dihydrogène utilisé est produit industriellement selon divers procédés, à partir de molécules où des atomes d'hydrogène sont chimiquement liés.

Cependant, il existe quelques contextes géologiques où le dihydrogène échoit naturellement de la Terre. L'on désigne le dihydrogène émanant de ces zones par le terme hydrogène naturel.

Hydrogène artificiel[modifier | modifier le code]

Il existe un grand nombre de moyen de produire du dihydrogène, l'hydrogène étant intégré à de nombreuses molécules chimiques (eau, hydrocarbures, sucres, etc.).

Méthode historique de production[modifier | modifier le code]

Historiquement, au XIXe siècle, le dihydrogène était obtenu par émission de vapeur d’eau dans un tonneau rempli de limailles et copeaux de fer[14]. La vapeur d’eau H2O attaquait le métal créant d'un coté l’oxyde de fer, libérant du dihydrogène de l'autre. Le dihydrogène, sortait ensuite du tonneau, où il était filtré dans un autre tonneau rempli d’eau. Puis, direct au ballon. Ce dispositif permettait à l’armée de gonfler n’importe où et en quelques heures un ballon d’observation.

Méthodes actuelles[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Production d'hydrogène.
Production d'hydrogène par vaporeformage.

Actuellement, l'hydrogène est produit industriellement par deux procédés :

D'autres procédés sont aussi à l'étude, basés sur le craquage ou l'oxydation partielle, ce qui a l'avantage d'être exothermique.

Vaporeformage d'hydrocarbures[modifier | modifier le code]

Le vaporeformage d'hydrocarbures est le procédé qui, au XXIe siècle, est le plus utilisé au niveau industriel. Son principe est basé sur la dissociation de molécules carbonées (méthane…) en présence de vapeur d'eau et de chaleur. La réaction globale s'écrit :

\mathrm{C_nH_m +  2n\;H_2 O \longrightarrow ( \frac{m}{2} +2n )\;H_2 + n\; CO_2}.

Le rendement énergétique est de l'ordre de 40 à 45 % dans certaines installations. En pratique industrielle, il est nécessaire d'aider la réaction à l'aide de catalyseurs ou de brûleurs. Elle a l'inconvénient de produire du dioxyde de carbone, un gaz à effet de serre.

Des technologies catalytiques, ou plus novatrices telles que les reformeurs plasma, sont actuellement à l'étude.

Électrolyse de l'eau[modifier | modifier le code]

Cette technologie consiste à faire passer un courant électrique dans l'eau afin d'obtenir la dissociation des molécules d'eau en dihydrogène et dioxygène.

Réaction à l'anode :

\begin{matrix} & \\ 2H_2O (l)& \overrightarrow{\qquad} & O_2 (g) + 4H^+(aq) + 4e^-\   \\\end{matrix}.

Réaction à la cathode :

\begin{matrix} & \\ 4H_2O (l) + 4e^-\overrightarrow{\qquad} & 2H_2 (g) + 4OH^-(aq) \   \\\end{matrix}.

Globalement, on a :

\begin{matrix} & \\ 2H_2O (l)\overrightarrow{\qquad} & 2H_2 (g) + O_2(g) \   \\\end{matrix}.

Cette technologie nécessite de grandes quantités d'électricité. Elle est aussi cependant aujourd'hui efficace d'un point de vue énergétique : l'énergie potentielle du dihydrogène produit correspond à environ 80 % de l'énergie électrique consommée[réf. nécessaire]. Elle est relativement peu utilisée.

Oxydation partielle d'hydrocarbures[modifier | modifier le code]

Cette réaction est une combustion « riche » dans le sens où l'on vise la production d'un gaz riche en H2 et CO (gaz de synthèse) ; au lieu des produits « classiques » CO2 et H2O.

La réaction s'écrit :

\begin{matrix} & \\ C_nH_m +   \frac{n}{2}O_2 \overrightarrow{\qquad} & \frac{m}{2} H_2 + n CO \   \\\end{matrix}.

La plupart du temps, on utilise l'air comme comburant. On a alors :

\begin{matrix} & \\ C_nH_m +   \frac{n}{2}O_2 + \frac{3.76}{2}n N_2 \overrightarrow{\qquad} & \frac{m}{2} H_2 + n CO + \frac{3.76}{2}n N_2\   \\\end{matrix}.

La réaction est exothermique : par exemple, l'enthalpie de la réaction avec le méthane est de -35,7 kJ·mol-1.

Tout comme la réaction de vaporeformage, il est nécessaire de catalyser la réaction.

L'intérêt de la réaction d'oxydation partielle réside dans son caractère exothermique (contrairement à la réaction de vaporeformage) qui permet d'aider la catalyse (élévation de température).

L'inconvénient majeur réside dans le fait que les pourcentages de H2 sont inférieurs à ceux obtenus par vaporeformage, à cause de la présence majoritaire de l'azote de l'air. De plus, il est possible d'obenir des NOx.

Action d'un acide sur un métal[modifier | modifier le code]

On produit du dihydrogène par action d'un acide sur un métal. Exemple :

\begin{matrix} & \\ 2 H^+ (aq) + Fe (s) \overrightarrow{\qquad} & Fe^{2+} (aq) + H_2 (g)\   \\\end{matrix}.
Action de l'hydroxyde de sodium sur l'aluminium[modifier | modifier le code]

On peut également produire du dihydrogène par la réaction d'hydroxyde de sodium avec de l'aluminium.

\begin{matrix} & \\ 2 Al (s) + 6 H_2O(l) + 2 OH^{-} (aq) \overrightarrow{\qquad} & 2 Al(OH)_4^{-}(aq) + 3 H_2 (g)\   \\\end{matrix}
Production par photosynthèse (cyanobactéries)[modifier | modifier le code]

Certaines bactéries peuvent décomposer chimiquement l'eau en oxygène et hydrogène à l'aide de réactions photosynthétiques. Ceci permettrait de produire de l'hydrogène à l'aide d'énergie solaire. Des recherches sont en cours dans ce domaine, notamment en termes de génie génétique.

Hydrogène naturel[modifier | modifier le code]

L'hydrogène naturel est un terme utilisé pour désigner l'hydrogène existant sur la Terre à l'état naturel, par opposition à l'hydrogène produit artificiellement par dissociation chimique.

Intérêt économique[modifier | modifier le code]

Contrairement à l'hydrogène artificiel qui nécessite de l'énergie pour être produit, ce qui le réduit à n'être qu'un vecteur d'énergie, l'hydrogène naturel est une véritable source d'énergie car ses émissions pourraient être captées, à l'image de ce qui est fait aujourd'hui pour le pétrole. Grâce à l'hydrogène naturel, une économie fondée sur l'hydrogène est envisageable.

Sources d'hydrogène naturel[modifier | modifier le code]

Un des premiers lieux découverts produisant de l'hydrogène naturel a été trouvé dans les océans, au sein des gaz émis par les monts hydrothermaux. Cette émission d'hydrogène naturel est expliquée par la réaction de serpentinisation, qui consiste en une réaction chimique de l'eau de mer sur des minéraux ferromagnésiens de type olivine.

D'autres émissions sont constatées, mélangées parmi le gaz naturel, comme par exemple dans les feux séculaires du Mont Chimère.

Une étude spectroscopique effectuée sur un feu de gaz volcanique à Hawaï a montré que ce feu était une combustion de dihydrogène[15]. Les gaz volcaniques contiennent souvent des traces de dihydrogène.

Toute roche ignée contient de l'hydrogène[16], environ 5 l·m-3, par conséquent tous les forages montrent des dégazages d'hydrogène, le plus connu étant le forage sg3 en Russie. Des traces d'hydrogène sont d'ailleurs présentes dans le grisou.

Récemment, des émissions d'hydrogène ont été découvertes au milieu des cratons continentaux par le géologue russe Nicolay Larin, suite à son travail à propos de l'hypothèse de la Terre hydrurée[17]. L'IFPEN a confirmé cette découverte, par un communiqué en date du 11 avril 2013[18], rapportant des émissions d'hydrogène localement importantes, sur la plupart des continents, en Russie, à Oman ou au Mali. Le phénomène reste encore mystérieux et le débat sur le mécanisme exact qui engendre ces émissions n'a pas encore été tranché.

Utilisations industrielles[modifier | modifier le code]

La consommation mondiale d’hydrogène est aujourd’hui d’environ 50 millions de tonnes par an. La majeure partie de la production de dihydrogène est consommée sur place, dans l’industrie chimique et pétrochimique principalement : synthèse de l'ammoniac (50 %), raffinage et désulfuration des hydrocarbures (37 %), synthèse du méthanol (12 %).

Les principales utilisations industrielles du dihydrogène sont :

Certains isotopes de l'hydrogène ont également une utilisation industrielle ou technologique particulière :

  • le deutérium (2H) est utilisé dans les applications nucléaires comme modérateur (eau lourde ou D2O) pour ralentir les neutrons. Les composés du deutérium sont aussi utilisés en chimie et en biologie pour étudier ou utiliser l'effet isotopique ;
  • le tritium (3H), un autre isotope, est produit dans les réacteurs nucléaires et est utilisé pour la construction de bombes atomiques. Il est également utilisé comme un marqueur isotopique dans les biosciences et comme source de radiation dans les peintures luminescentes ;
  • le deutérium et le tritium sont aussi les noyaux envisagés pour les projets de fusion nucléaire contrôlée sur Terre.

Stockage[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Stockage d'hydrogène.

À ce jour, trois grandes voies de stockage d'hydrogène à bord d'un véhicule sont envisagées[19] :

  • le stockage comprimé ;
  • le stockage liquide ;
  • le stockage moléculaire.

Gaz comprimé[modifier | modifier le code]

C'est la forme la plus commune de stockage du dihydrogène.

Le stockage gazeux sous forme comprimé (actuellement 350 bar) permet d'atteindre une densité massique satisfaisante avec des réservoirs composites. La densité volumique de stockage reste faible : une pression de 700 bar est inévitable pour rendre la technologie compétitive.

La technologie existe et est couramment utilisée. Son inconvénient réside dans l'énergie nécessaire à la compression et dans la faible efficacité en termes d'encombrement en comparaison aux autres méthodes. Cet encombrement est une des difficultés pour l'utilisation du dihydrogène sous forme de gaz comprimé dans les applications automobiles.

Stockage liquide (cryogénique)[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Hydrogène liquide.

Le stockage liquide à 20 K (-253 °C) sous 10 bar permet d'atteindre des densités volumique et massique intéressantes mais nécessite des réservoirs à l'isolation thermique poussée afin de minimiser l'évaporation.

La technologie est existante. Elle a une meilleure efficacité volumique que le stockage de gaz comprimé (70 kg·m-3 contre 10 kg·m-3 à 115 bar et °C). Cependant, cet avantage est modéré par le volume relativement important des enceintes isolantes nécessaires.

D'autre part, il faut une énergie importante pour passer en phase liquide : la liquéfaction consomme 30 à 40 % du contenu énergétique du gaz et la déperdition en utilisation réelle est importante (actuellement 1,25 pour mille par heure[20]), pénalisant fortement le stockage au-delà d'une semaine.

Cette technique est notamment utilisée dans le domaine spatial où, malgré le faible délai de mise en œuvre, le remplissage est continu jusqu'au dernier moment.

Hydrures métalliques[modifier | modifier le code]

Le stockage sur des substrats sous forme absorbée, notamment sur des hydrures métalliques, présente une densité volumique très intéressante mais une densité massique faible. De plus, la cinétique, la température et la pression de cyclage restent des points durs à maîtriser.

Les atomes d'hydrogène sont stockés dans certains composés métalliques. On récupère le dihydrogène en chauffant ou en diminuant la pression. Cette technique est aujourd'hui mal maîtrisée. Elle a l'inconvénient de demander un dihydrogène extrêmement pur afin d'éviter de détruire la capacité d'absorption des hydrures. Le chauffage pour récupérer le gaz est également un handicap. Ce type de stockage, qui continue de faire l'objet de recherches, est au stade du développement industriel et certains projets démonstrateurs[21] sont prévus, par exemple avec la start-up McPhy qui développe la technologie d'hydrure de magnésium (technologie issue du CNRS, institut NEEL).

Capacité de stockage de certains hydrures.

Hydrure Pourcentage massique
de H2 contenu
LaNi5H6,5
1,4
ZnMn2H3,6
1,8
TiFeH2
1,9
Mg2NiH4
3,6
VH2
3,8
MgH2
7,6

Stockage par adsorption sur du carbone[modifier | modifier le code]

Cette technique permet de stocker en surface de certaines structures de carbone, telles que du charbon actif ou des nanotubes, les molécules de dihydrogène. Elle permet de stocker 0,05 à 2 % en masse de dihydrogène.

Ce type de stockage est au stade de recherche.

Propriétés chimiques[modifier | modifier le code]

Test de reconnaissance[modifier | modifier le code]

Afin de tester la présence de dihydrogène, on approche une bûchette enflammée d'un tube à essai contenant du dihydrogène. La réaction chimique, amorcée par la source de chaleur, avec l'oxygène de l'air produit un bruit caractéristique appelé « jappement » ou « aboiement ».

Combustion[modifier | modifier le code]

La combustion du dihydrogène dans le dioxygène, qui produit de l'eau, est particulièrement violente (voir test de reconnaissance) et très exothermique : son pouvoir calorifique est de 141,79 MJ·kg-1 contre, par exemple, seulement 49,51 MJ·kg-1 pour le butane. Cette propriété en fait un carburant de choix pour les engins spatiaux mais rend son stockage dangereux. La même oxydation plus lente est utilisée pour produire du courant électrique dans les piles à combustible.

Formes ortho et para[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isomérie de spin du dihydrogène.

Le dihydrogène gazeux est un mélange de types de molécules qui diffèrent l'une de l'autre par le spin de leur électron et noyaux atomiques. Ces deux formes sont appelées ortho- et para-hydrogène, et la forme ortho correspond à un état excité qui n'existe pas à l'état pur. Dans les conditions normales de température et de pression, l'hydrogène est composé à 75 % de la forme ortho et à 25 % de la forme para. Mais à très basse température, la forme ortho se transforme tout à l'état para avec le temps. Les deux formes ont des niveaux énergétiques légèrement différents et donc des propriétés physico-chimiques légèrement différentes. Par exemple, le point de fusion et le point d'ébullition du para-hydrogène sont environ 0,1 K plus bas que ceux de l'ortho-.[réf. nécessaire]

L'hydrogène comme vecteur d'énergie[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Économie hydrogène.

Actuellement seulement 1 % de la production d’hydrogène est utilisée comme vecteur énergétique, uniquement dans le cadre des applications spatiales. Elle constitue donc un éventualité au même titre que bien d'autres possibilités.

Il est important de préciser que l'hydrogène produit actuellement n'est pas une source primaire d'énergie mais seulement un mode de stockage, un peu comme une batterie. Il faudrait pouvoir capter des émissions d'hydrogène naturel pour qu'il en soit autrement. Par conséquent, l'impact écologique de son utilisation dépend complètement de son mode de production, qui est nécessairement consommateur de matière première et d'énergie, et générateur de pollution et de gaz à effet de serre.

Hydrogène renouvelable[modifier | modifier le code]

Afin d'être une énergie vraiment avantageuse en termes d'environnement, l'hydrogène doit pouvoir être produit à partir d'énergie renouvelable.

Il est possible de réaliser l'électrolyse de l'eau à partir d'électricité renouvelable mais le rendement faible de cette étape diminue la quantité d'énergie globale disponible.

Une autre voie de production d'hydrogène renouvelable se fait par fermentation de biomasse : on peut alors parler de biohydrogène. Certains travaux de recherche se font sur la fermentation directe d'hydrogène à partir de substrats et micro-organismes spécifiques. Une autre voie est la fermentation anaérobie, voie de dégradation de matière organique (déchets notamment) très courante, la production de biogaz et le reformage du méthane contenu dans le biogaz.

Dangers, risques et précautions[modifier | modifier le code]

Le dihydrogène est un gaz classé « extrêmement inflammable ». Il est caractérisé par un domaine d’inflammabilité très large (de 4 à 75 % du volume dans l’air), provoquant une déflagration à partir d’un apport d’énergie d’activation très faible (une étincelle suffit si elle apporte une énergie de 0,02 millijoule (mJ) alors qu’il faut 0,29 mJ pour déclencher une explosion du méthane). L'hydrogène mélangé à de l'oxygène dans les proportions stœchiométriques est un explosif puissant. Le dihydrogène dans l'air est un mélange détonnant lorsque le rapport volumique H2 / air est compris entre 13 et 65 %.[réf. nécessaire]

L'histoire de son utilisation dans les ballons dirigeables est parsemée d'accidents graves, dont le plus célèbre est la catastrophe du Hindenburg. Le zeppelin « LS 129 », gonflé de 200 000 mètres cubes de dihydrogène (car les États-Unis avaient déclaré envers l'Allemagne un embargo pour l'hélium) brûla le 6 mai 1937 à son arrivée à l'aérodrome de Lakehurst (New Jersey), près de New York). 36 personnes moururent sur le total de 97 embarquées. Les médias présents divulguèrent largement les images de la catastrophe, ce qui conduisit à la désaffection du public pour les ballons. Le remplacement du dihydrogène par l'hélium (beaucoup plus coûteux et plus dense) ne produisit pas le regain de faveur attendu. Les enquêtes sur l'origine de l'accident, facilitées par l'abondance de documents photographiques, n'incriminèrent pourtant pas une explosion du dihydrogène, mais une inflammation par contiguïté, à partir d'un incendie de l'enveloppe (causé probablement par une décharge d'électricité statique). La composition du revêtement étanche de l'enveloppe (butyrates et aluminium) aurait favorisé une violente réaction aluminothermique.

Le dihydrogène réagit encore plus violemment avec le dichlore pour former de l'acide chlorhydrique (HCl), même sans activation, et avec le difluor pour former de l'acide fluorhydrique (HF), et ceci même aux températures où l'hydrogène est liquide et le fluor solide, cette dernière réaction étant la réaction chimique la plus exothermique qui soit.

L’industrie stocke le dihydrogène à l’extérieur des bâtiments, ce qui ne sera pas possible pour une utilisation embarquée (véhicules, navires). Les normes de sécurité sont renforcées pour répondre aux risques posés par le passage dans les tunnels et le stationnement dans les garages ou parkings souterrains.

La réglementation mondiale sur les véhicules s’élabore sous l’égide de l'ONU à partir des propositions des industriels, mais concernant le dihydrogène, les constructeurs japonais, américains et européens ne s’accordent pas. La Commission européenne pourrait décider d’une réglementation communautaire provisoire.

En France, l’INERIS et le CEA travaillent avec l’Organisation internationale de normalisation (ISO) dans un comité technique nommé TC 197 sur le risque dihydrogène. Un projet européen Hysafe traite aussi de la question, où l’INERIS a critiqué le projet de règlement en suggérant une approche plus globale et systémique et non par composant pour l’homologation des véhicules hybrides.

Dans le cadre de l'utilisation de l'hydrogène en tant que vecteur d'énergie, plusieurs études ont soulevé l'hypothèse d'un risque majeur pour la couche d'ozone en cas d'utilisation massive[22],[23]. La peur de l'hydrogène est bien réelle, même si le célèbre « syndrome Hindenburg », né de la destruction du dirigeable allemand en 1937 à Lakehurst (New Jersey), a probablement pénalisé injustement la filière. D'après un scientifique de la NASA en effet, l'incendie qui a détruit le ballon a été déclenché par une décharge électrostatique au niveau du matériau combustible de son enveloppe extérieure, et il n'y a pas eu d'explosion de l'hydrogène stocké à bord, lequel a simplement brûlé. Il reste que l'accident aurait été moins violent si le ballon avait été gonflé à l'hélium[19].

En matière de sûreté, les points suivants sont à retenir :

  • l'hydrogène n'est pas un gaz toxique ;
  • il est 8 fois plus léger que le méthane et sa molécule, très petite, lui confère un très bon coefficient de diffusion dans l'air (4 fois supérieur à celui du méthane) ; en milieu non confiné, l'hydrogène a donc tendance à monter et à se diluer très vite dans l'air, ce qui est un facteur de sécurité en plein air, et un facteur de dangerosité dans les lieux confinés ;
  • l'hydrogène est l'espèce chimique la plus énergétique par unité de masse (120 kJ·g-1) ; en revanche, par unité de volume de gaz, l'énergie explosive théorique est 3,5 fois plus faible pour l'hydrogène que pour le gaz naturel ;
  • sa limite inférieure d'inflammation est de 4 % en volume, comparable à celle du gaz naturel (5 % en volume) ; en revanche, sa limite supérieure d'inflammation est nettement plus élevée (75 % contre 15 %) ; Cela signifie qu'en cas de fuite, l'hydrogène s'enflammera beaucoup plus facilement que la gaz naturel ou les combustibles liquides
  • l'énergie nécessaire pour l'enflammer à la stœchiométrie est également nettement plus faible (environ 10 fois) que le gaz naturel ou le propane ;
  • la flamme d'hydrogène, bleu pâle, est quasi invisible le jour, ce qui peut constituer un risque pour les secours ;
  • la flamme d'hydrogène se propage beaucoup plus vite (environ 7 fois) que celle du gaz naturel et le risque de détonation (explosion avec effet de souffle très important) est aggravé par son haut coefficient de diffusivité.

Référence ONU pour le transport de matières dangereuses[modifier | modifier le code]

  • Nom (français) : Hydrogène comprimé
    • Classe : 2
    • numéro : 1049
  • Nom (français) : Hydrogène liquide réfrigéré
    • Classe : 2
    • numéro : 1966
  • Nom (français) : Hydrogène dans un dispositif de stockage à hydrure métallique
    • Classe : 2
    • numéro : 3468

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c et d HYDROGENE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  4. (en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer,‎ 2007, 2e éd., 1076 p. (ISBN 0387690026, lire en ligne), p. 294
  5. a et b (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill,‎ 1997, 7e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50
  6. « Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)
  7. Procès-verbaux du Comité international des poids et mesures, 78e session, 1989, pp. T1-T21 (et pp. T23-T42, version anglaise).
  8. (en) W. M Haynes, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 2010-2011, 91e éd., 2610 p. (ISBN 9781439820773), p. 14-40
  9. Magalie Roy-Auberger, Pierre Marion, Nicolas Boudet, Gazéification du charbon , éd. Techniques de l'Ingénieur, Référence J5200, 10 décembre 2009, p. 4
  10. « Office of Radiation, Chemical & Biological Safety (ORCBS) » (consulté le 16 avril 2009)
  11. « hydrogene » sur ESIS, consulté le 15 février 2009
  12. « Hydrogène » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009
  13. Numéro index 001-001-00-9 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE no 1272/2008 (16 décembre 2008)
  14. cf expériences de lavoisier [1]
  15. (en) Volcanic gases : hydrogen burning at Kilauea volcano, Hawaii, sur mendeley.com.
  16. (en) Deep Hydrogen, sur astrobio.net.
  17. Hydrogène natif : une nouvelle source d'énergie ?, sur sciences.blogs.liberation.fr
  18. L'hydrogène naturel : une contribution au mix énergétique ?, sur ifpenergiesnouvelles.fr.
  19. a et b L'hydrogène, les nouvelles technologies de l'énergie. Les clefs CEA, no 50/51, Hiver 2004-2005, ISSN 0298-6248
  20. Rapport du projet européen StorHy, p. 8, hydrogen loss rate
  21. Article de la Tribune L'Europe finance une batterie géante pour stocker l'énergie renouvelable
  22. T. Rahn, J. M. Eiler, K. A. Boering, P. O. Wennberg, M. C. McCarthy, S. Tyler, S. Schauffler, S. Donelly, E. Atlas, Extreme deuterium enrichment in stratospheric hydrogen and the global atmospheric budget of H2, Nature 424, 918-921, 2003.
  23. Tromp, T. K., R-L Shia, M. Allen, J. M. Eiler et Y. L. Yung, Potential environmental impact of a hydrogen economy on the stratosphere, Science 300, 1740-1742, 2003.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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Bibliographie[modifier | modifier le code]

  • Yver, Camille (2011), Prix Prud'homme 2011 : Quantifier l'utilisation du dihydrogène par les sols : de l'échelle locale à l'échelle globale ; DOI : 10.4267/2042/47372 (résumé
  • Stephen Boucher, La Révolution de l'hydrogène. Vers une énergie propre et performante ?, préface de Thierry Alleau, Paris, Éd. du Felin, 2006, 160 p., (ISBN 2-86645-616-5).

Articles connexes[modifier | modifier le code]


Liens externes[modifier | modifier le code]