Cdtjkyj

Cet article concerne la forme allotropique la plus courante du corps simple hydrogène. Pour une autre forme, voir Hydrogène triatomique. Pour l'élément chimique, voir Hydrogène. Pour la théorie quantique de l'atome d'hydrogène, voir Atome d'hydrogène.

Dihydrogène
Identification
Nom UICPA	dihydrogène
Synonymes	hydrogène
No CAS	1333-74-0
NoECHA	100.014.187
No CE	215-605-7
PubChem	783
No E	E949
SMILES	[HH] PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/H2/h1H
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
T° fusion	−259,1 °C[3]
T° 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 (gaz, CNTP), 0,0708 kg·L-1 (liquide, −253 °C), 0,0706 kg·L-1 (solide, −262 °C)[3] équation[5] : ρ=5.414/0.34893(1+(1−T/33.19)0.2706){displaystyle rho =5.414/0.34893^{(1+(1-T/33.19)^{0.2706})}} Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 13,95 à 33,19 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 13,95 -259,2 38,487 0,07759 15,23 -257,92 37,84583 0,0763 15,87 -257,28 37,51681 0,07563 16,52 -256,63 37,18175 0,07496 17,16 -255,99 36,84028 0,07427 17,8 -255,35 36,49198 0,07357 18,44 -254,71 36,13636 0,07285 19,08 -254,07 35,77292 0,07212 19,72 -253,43 35,40106 0,07137 20,36 -252,79 35,02013 0,0706 21 -252,15 34,62937 0,06981 21,65 -251,5 34,22792 0,069 22,29 -250,86 33,81481 0,06817 22,93 -250,22 33,38889 0,06731 23,57 -249,58 32,94883 0,06642 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 24,21 -248,94 32,49306 0,06551 24,85 -248,3 32,0197 0,06455 25,49 -247,66 31,52649 0,06356 26,14 -247,01 31,01065 0,06252 26,78 -246,37 30,46869 0,06142 27,42 -245,73 29,89621 0,06027 28,06 -245,09 29,28741 0,05904 28,7 -244,45 28,6345 0,05773 29,34 -243,81 27,92657 0,0563 29,98 -243,17 27,14756 0,05473 30,62 -242,53 26,27211 0,05296 31,27 -241,88 25,25606 0,05092 31,91 -241,24 24,00926 0,0484 32,55 -240,6 22,28192 0,04492 33,19 -239,96 15,516 0,03128
T° d'auto-inflammation	500 à 571 °C[1]
Point d’éclair	gaz inflammable[1]
Limites d’explosivité dans l’air	4–76 %vol[1]
Pression de vapeur saturante	équation[5] : Pvs=exp(12.69+−94.896T+(1.1125)×ln(T)+(3.2915E−4)×T2){displaystyle P_{vs}=exp(12.69+{frac {-94.896}{T}}+(1.1125)times ln(T)+(3.2915E-4)times T^{2})} Pression en pascals et température en kelvins, de 13,95 à 33,19 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) P (Pa) 13,95 -259,2 7,2116E3 15,23 -257,92 14 277,41 15,87 -257,28 19 352,41 16,52 -256,63 25 683,82 17,16 -255,99 33 453 17,8 -255,35 42 847,93 18,44 -254,71 54 062,16 19,08 -254,07 67 293,89 19,72 -253,43 82 745,33 20,36 -252,79 100 622,13 21 -252,15 121 133,06 21,65 -251,5 144 489,77 22,29 -250,86 170 906,72 22,93 -250,22 200 601,25 23,57 -249,58 233 793,74 T (K) T (°C) P (Pa) 24,21 -248,94 270 707,84 24,85 -248,3 311 570,84 25,49 -247,66 356 614,08 26,14 -247,01 406 073,41 26,78 -246,37 460 189,77 27,42 -245,73 519 209,73 28,06 -245,09 583 386,15 28,7 -244,45 652 978,85 29,34 -243,81 728 255,32 29,98 -243,17 809 491,45 30,62 -242,53 896 972,33 31,27 -241,88 990 993,02 31,91 -241,24 1 091 859,45 32,55 -240,6 1 199 889,22 33,19 -239,96 1,3154E6
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
ΔfusH°	0,058 68
ΔvapH°	0,90 kJ·mol-1 (1 atm, −252,76 °C)[3]
Cp	14 266 J kg−1 K−1 à 293 K
PCS	285,8 kJ·mol-1 (25 °C, gaz)[9]
PCI	242,7 kJ·mol-1[10]
Précautions
SGH[12]
Danger H220, H220 : Gaz extrêmement inflammable
SIMDUT[13]
A, B1, A : Gaz comprimé température critique = −239,9 °C B1 : Gaz inflammable limite inférieure d'inflammabilité = 4,0 % Divulgation à 1,0 % selon les critères de classification
NFPA 704
gaz : 4 0 0   réfrigéré liquide[11]: 4 3 0
Transport
23    1049    Code Kemler : 23 : gaz inflammable Numéro ONU : 1049 : HYDROGÈNE COMPRIMÉ Classe : 2.1 Étiquette : 2.1 : Gaz inflammables (correspond aux groupes désignés par un F majuscule); 223    1966    Code Kemler : 223 : gaz liquéfié réfrigéré, inflammable Numéro ONU : 1966 : HYDROGÈNE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2.1 Étiquette : 2.1 : Gaz inflammables (correspond aux groupes désignés par un F majuscule);
Inhalation	suffocation
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
modifier

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 « hydrogène moléculaire » ou, à l'état gazeux, « gaz (d')hydrogène ». Dans le langage courant, lorsqu'il n'y a pas d'ambiguïté avec l'élément chimique du même nom, il est très fréquemment désigné simplement par « hydrogène », et l'on parle parfois simplement de « molécule d'hydrogène » pour la molécule de dihydrogène.

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 notamment 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 |

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 |

Le dihydrogène est un gaz 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^[15]. L'on désigne le dihydrogène émanant de ces zones par le terme hydrogène naturel^[16].

Hydrogène artificiel |

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

Méthode historique de production |

Historiquement, au XIX^e siècle, le dihydrogène était obtenu par émission de vapeur d'eau (H₂O) dans un tonneau rempli de limailles et copeaux de fer^[17]. La vapeur d’eau attaquait le métal, créant d'un côté l’oxyde de fer, libérant du dihydrogène de l'autre. Ce dernier 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 |

Production d'hydrogène par vaporeformage.

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

• par vaporeformage à partir d'hydrocarbures (en particulier à partir de méthane, voir Reformage du méthane) ;


• par électrolyse de l'eau.

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 |

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

CnHm+2nH2O⟶(m2+2n)H2+nCO2{displaystyle {rm {C_{n}H_{m}+2n;H_{2}Olongrightarrow ({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'accélérer la réaction au moyen 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 |

L'électrolyse de l'eau est une technologie qui consiste à faire passer un courant électrique (continu) dans de l'eau (à laquelle on a préalablement ajouté un électrolyte comme la soude caustique) afin d'obtenir la dissociation des molécules d'eau en dihydrogène et dioxygène.

Réaction à l'anode :

2 H₂O (l) → O₂ (g) + 4 H⁺ (aq) + 4 e⁻

Réaction à la cathode :

4 H₂O (l) + 4 e⁻ → 2 H₂ (g) + 4 OH⁻ (aq)

Réaction dans l'eau :

4 H⁺ (aq) + 4 OH⁻ (aq) → 4 H₂O (l)

Réaction globale :

2 H₂O (l) → 2 H₂ (g) + O₂ (g)

où (l), (g) et (aq) signifient respectivement « en phase liquide », « en phase gazeuse » et « en solution aqueuse ».

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 |

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 :

CnHm+n2O2⟶m2H2+nCO{displaystyle {rm {C_{n}H_{m}+{frac {n}{2}}O_{2}longrightarrow {frac {m}{2}}H_{2}+nCO}}}.

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

CnHm+n2O2+3,762nN2⟶m2H2+nCO+3,762nN2{displaystyle {rm {C_{n}H_{m}+{frac {n}{2}}O_{2}+{frac {3,76}{2}}nN_{2}longrightarrow {frac {m}{2}}H_{2}+nCO+{frac {3,76}{2}}nN_{2}}}}.

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'obtenir des NO_x.

Action d'un acide sur un métal |

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

2H+(aq)+Fe(s)⟶Fe2+(aq)+H2(g){displaystyle {rm {2H^{+}(aq)+Fe(s)longrightarrow Fe^{2+}(aq)+H_{2}(g)}}}.

Action de l'hydroxyde de sodium sur l'aluminium |

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

2Al(s)+6H2O(l)+2OH−(aq)⟶2Al(OH)4−(aq)+3H2(g){displaystyle {rm {2Al(s)+6H_{2}O(l)+2OH^{-}(aq)longrightarrow 2Al(OH)_{4}^{-}(aq)+3H_{2}(g)}}}

Production par photosynthèse (cyanobactéries) |

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 |

L'hydrogène naturel ou hydrogène natif 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 |

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^[18].

Sources d'hydrogène naturel |

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 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^[19]. Les gaz volcaniques contiennent souvent des traces de dihydrogène.

Toute roche ignée contient de l'hydrogène^[20], 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, à la suite de son travail à propos de l'hypothèse de la Terre hydrurée^[21]. L'IFPEN a confirmé cette découverte, par un communiqué en date du 11 avril 2013^[22], 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.

Le Mali est en 2015 le seul pays où on exploite l'hydrogène naturel, dans le village de Bourakébougou, à 60 km au nord de Bamako^[18]. L'estimation des réserves est d'environ 1,5 milliard de m³.

Au Kansas, près de Junction City, un gisement avait été identifié dans les années 1980 et a fait l'objet d'un regain d'intérêt dans les années 2000^[18].

Utilisations industrielles |

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 :

• le procédé Haber-Bosch (production de l'ammoniac), l'hydrogénation des graisses et des huiles et la production de méthanol ;


• la fabrication de l'acide chlorhydrique, le soudage, les carburants pour fusées et la réduction de minerais métalliques ;


• le dihydrogène liquide est utilisé pour les recherches à très basses températures, y compris l'étude de la supraconductivité ;


• le dihydrogène est utilisé comme gaz traceur pour effectuer des opérations de détection de fuite dans des domaines variés (raffinage pétrolier, automobile, installations de chauffage, réseau de distribution d'eau, réservoirs d'avions, etc.) ;


• le dihydrogène est un additif alimentaire autorisé sous le code E949, dans la catégorie des traceurs ;


• le dihydrogène est aussi utilisé comme fluide caloporteur dans certaines machines de haute puissance (alternateur synchrone de centrale par exemple) ;


• le dihydrogène était utilisé dans les aérostats car il est quatorze fois moins dense que l'air, mais il a été remplacé par l'hélium pour des raisons de sécurité ; il est encore utilisé pour certains ballons-sondes dans des stations éloignées.

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 |

À ce jour, trois grandes voies de stockage d'hydrogène à bord d'un véhicule sont envisagées^[23] :

• stockage sous forme de gaz comprimé ;


• stockage sous forme liquide à basse température ;


• stockage sous forme solide, l'hydrogène étant alors lié à d'autres composants (par adsorption ou sous la forme d'un composé chimique).

Gaz comprimé |

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) |

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 0 °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^[24]), 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 |

Le stockage sur des substrats sous forme adsorbée, 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^[25] 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.

Un métal très étudié est le palladium qui, via son hydrure PdH₂, a la capacité d'absorber une large quantité d'hydrogène au sein de son réseau cristallin. À température ambiante et pression atmosphérique, le palladium peut absorber jusqu'à 900 fois son volume d'hydrogène gaz, le processus étant réversible^[26].

Stockage par adsorption sur du carbone |

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 |

Test de reconnaissance |

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 |

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 141,86 ou 141,79 MJ·kg^-1 (PCS, pouvoir calorifique supérieur ; mais 120,1 ou 119,93 MJ·kg^-1 comme PCI, pouvoir calorifique inférieur, valeurs pour 15 ou 25 °C sous 1 atm) 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 |

Le dihydrogène gazeux est un mélange de types de molécules qui diffèrent l'une de l'autre par le spin de leurs 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 |

Actuellement seulement 1 % de la production d’hydrogène est utilisée comme vecteur énergétique, uniquement dans le cadre des applications spatiales. Elle constitue donc une 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 |

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 |

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. 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. L'accident aurait été beaucoup moins violent si le ballon avait été gonflé à l'hélium^[23].

Le remplacement du dihydrogène par l'hélium (beaucoup plus coûteux et plus dense) ne produisit pas le regain de faveur attendu. La peur de l'hydrogène est restée ; le « syndrome Hindenburg » a probablement injustement pénalisé la filière^[23].

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.

Stockage fixe ou mobile : 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. En 2015, Le MEDDE a préparé une mise à jour des règlements pour les stations-service et les flottes de véhicules fonctionnant à l'hydrogène^[27].

Risque pour la couche d'ozone ? Un usage massive d'hydrogène comme vecteur énergétique a fait évoquer l'hypothèse d'un risque majeur pour la couche d'ozone^[28],[29].

Mesures de sûreté |

Les points suivants sont à retenir :

• l'hydrogène n'est pas intrinsèquement toxique ;


• il est 8 fois plus léger que le méthane. 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 tend donc à monter, et à vite se diluer dans l'air (c'est un facteur de sécurité en plein air, et un facteur de dangerosité dans les lieux confinés) ;


• Cette espèce chimique est la plus énergétique par unité de masse (120 kJ·g^-1) ; mais 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) ; mais 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 presque invisible le jour (risque pour les secours) ;


• la flamme d'hydrogène se propage environ 7 fois plus vite 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 |

• 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 |

Voir aussi |

Bibliographie |

• 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).


• Alain Prinzhofer, Eric Deville, Hydrogène naturel - La prochaine révolution énergétique ?, Ed. Belin, 2015 (ISBN 978-27011-83848)
  

Articles connexes |

• Hydrogène


• Biogaz


• Deutérure d'hydrogène


• Dideutérium


• Conversion d'électricité en gaz

Liens externes |

• Association française de l'hydrogène


• Réseau européen/Pôle de compétence


• H2 Développement


• CEA Technologies L'hydrogène, les nouvelles technologies de l'énergie (Clefs CEA n^o 50-51), 23 mars 2005.


• L'hydrogène vu par le CEA


• INERIS : retour d'expérience lié aux difficultés de stockage


• L'hydrogène vu par la Société Française de Chimie


• La controverse en ce qui concerne l'utilisation de l'hydrogène comme carburant


• Tout sur l'Alternative Hydrogène, avec une revue de presse, des liens internet et des vidéos

v · m Molécules diatomiques homonucléaires
Stables	.mw-parser-output .sep-liste{font-weight:bold} H2 · C2 · N2 · O2 · S2 · F2 · Cl2 · Br2 · I2 · Li2 · Na2 · K2 · Rb2 · Cs2
Instables	At2 · P2 · He2 · Ne2 · Ar2 · Og2 · Mo2 · W2
Exotiques	Ps2 · Mu2

• Portail de la chimie
• Portail de l’énergie