Hydrogen

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Gå til: navigasjon, søk
Hydrogen
H-TableImage.svg
Basisdata
Navn Hydrogen
Symbol H
Atomnummer 1
Utseende fargeløs H,1.jpg
Plass i periodesystemet
Gruppe 1
Periode 1
Blokk s
Kjemisk serie ikke-metall
Atomegenskaper
Atomvekt 1,00794 u
Empirisk atomradius 25 pm
Kalkulert atomradius 53 pm
Kovalent atomradius 37 pm
Elektronkonfigurasjon 1s1
Elektroner per energinivå 1
Oksidasjonstilstander 1
Krystallstruktur heksagonal
Fysiske egenskaper
Stofftilstand gass
Smeltepunkt -259,14 °C
Kokepunkt -252,87 °C
Molart volum 1,142•10-5 m³/mol
Tetthet 0,0899 kg/m³
Hardhet MV
Kritisk temperatur -241,15 °C
Kritisk trykk 13,15 bar
Kritisk tetthet 30,12 g/L
Fordampningsvarme 0,44936 kJ/mol
Smeltevarme 0,05868 kJ/mol
Damptrykk 209 Pa ved 23 K
Lydfart 1 270 m/s ved 298,15 K
Diverse
Elektronegativitet etter Pauling-skalaen 2,2
Spesifikk varmekapasitet 14 304 J/(kg•K)
Elektrisk ledningsevne 0 S/m
Termisk ledningsevne 0,1815 W/(m•K)
Første ionisasjonspotensiale 1 312 kJ/mol

SI-enheter & STP er brukt, hvis ikke annet er nevnt. MV = Manglende verdi – legg gjerne inn.

Hydrogen, eller vannstoff, er et grunnstoff med kjemisk symbol H og atomnummer 1. Ved standard temperatur og trykk er den en fargeløs, luktfri, ikke-metallisk, enverdig, særdeles brennbar to-atomig gass (H2). Med en atommasse på bare 1,00794 g/mol, er hydrogen det letteste grunnstoffet av alle.

Hydrogen er det vanligste grunnstoffet i universet, med en andel på anslagsvis 75 % av universets totale masse. Stjerner i hovedserien består hovedsakelig av hydrogen i plasmaform. Rent hydrogen er relativt sjeldent i naturlig tilstand på Jorden. Hydrogen for kommersiell bruk blir vanligvis framstilt fra hydrokarboner som metan. Hydrogen i ren tilstand brukes i ammoniakk-produksjon, til foredling av fossilt brensel (som f.eks krakking), og som drivstoff i brenselceller. Hydrogen kan også framstilles ved elektrolyse av vann, men denne prosessen er ikke foretrukket da man heller benytter naturgass.

Den vanligste isotopen i hydrogen i naturlige forekomster, protium, består av ett enkelt proton og ingen nøytroner. I ioniske forbindelser kan det være enten positivt ladd (som kation bestående av et enkelt proton) eller negativt ladd (som anion, kjent som et hydrid). Hydrogen kan danne kjemiske forbindelser med de fleste andre grunnstoffene, og det finnes i vann og i de fleste organiske forbindelser. Hydrogen spiller en spesielt viktig rolle i syre-base-kjemi, som i mange tilfeller involverer bytte av protoner mellom løselige molekyler. Som eneste nøytrale atom, og på grunn av sin relativt enkle oppbygning, har hydrogen spilt en nøkkelrolle i utviklingen av kvantemekanikk.

Kjemiske og fysiske egenskaper[rediger | rediger kilde]

Hydrogenatomets elektronskall

Hydrogen er det letteste grunnstoffet, og den vanligste isotopen består av kun ett proton og ett elektron. Under STP danner hydrogen en to-atomig gass, H2, med et kokepunkt på bare 20,27 K og et smeltepunkt på 14,02 K. Under ekstremt høyt trykk, som finnes i sentrum av gasskjemper, går hydrogen over til å bli et flytende metall (se metallisk hydrogen). Under det ekstremt lave trykket man finner i verdensrommet, har hydrogen en tendens til å eksistere som enkeltatomer siden det rett og slett ikke er mulig for dem å gå sammen.

Dette grunnstoffet spiller en viktig rolle ved å tilføre universet energi gjennom proton-proton-reaksjon og karbon-nitrogen-syklusen. (Dette er kjernefusjon-prosesser som avgir enorme mengder energi ved å kombinere fire hydrogenkjerner til én heliumkjerne.)

Forbrenning[rediger | rediger kilde]

Hydrogengass er svært brennbar, og vil kunne brenne med så lave konsentrasjoner som 4 % H2 i luft. Forbrenning av hydrogen vil avgi 286 kJ/mol. Hydrogen forbrenner etter følgende reaksjonsligning:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ/mol

Når hydrogen blandes med oksygen, vil blandingen eksplodere ved antenningen i et stor spekter av blandingsforhold. Hydrogen brenner aggressivt i luft. Rene hydrogen-oksygenflammer er nærmest usynlig for det blotte øye. Dette gjør at det er vanskelig å oppdage visuelt at en hydrogenlekkasje brenner. En annen karakteristikk med hydrogenflammer er at de stiger raskt opp med gassene i lufta, noe som gjør at skadomfanget av en hydrogenbrann som regel vil være mindre enn for branner i f.eks hydrokarboner.

Hydrogens tenntemperatur er ca. 500 °C, og teoretisk flammepunkt er –253 °C. Flammepunktet er teoretisk fordi det ved denne temperaturen ikke finnes oksiderende materiale (oksygen) som er nødvendig for forbrenning.

H2 reagerer også direkte med andre oksiderende grunnstoffer. En spontanreaksjon kan oppstå i romtemperatur med klor og fluor, noe som vil danne hydrogenhalidene hydrogenklorid og hydrogenflurid.

CAS-nummer: 1333-74-0

Historie[rediger | rediger kilde]

Oppdagelsen av hydrogen[rediger | rediger kilde]

Hydrogengass (H2) ble første gang kunstig framstilt og beskrevet av Phillip von Hohenheim (også kjent som Paracelsus, 1493–1541). Hydrogenet ble den gang framstilt ved å blande metaller med sterke syrer. Han var imidlertid ikke klar over at den brennbare gassen som ble framstilt gjennom den kjemiske reaksjonen som etterfulgte, var et nytt grunnstoff.

I 1671 gjenoppdaget og beskrev Robert Boyle den kjemiske reaksjonen som oppstår ved blanding av jernspon i fortynnede syrer, som resulterte i hydrogengass.

I 1766 ble Henry Cavendish den første til å oppdage hydrogen som et eget særskilt substans, ved å identifisere gassen fra metall-syre-reaksjonen som «ikkebrennbar luft». Han fant videre ut at gassen produserte vann ved forbrenning. Cavendish støtte på hydrogen da han gjorde eksperimenter med syrer og kvikksølv. Selv om han feilaktig antok at hydrogenet som oppstod, var en frigjort del av kvikksølvet (og ikke til en del av syren), var han fortsatt i stand til å gi en nøyaktig beskrivelse av flere av hydrogens nøkkelegenskaper. Det er vanligvis Henry Cavendish som blir kreditert for oppdagelsen av hydrogen.

I 1783 gav Antoine Lavoisier det nye grunnstoffet navnet hydrogen, da han sammen med Laplace hadde gjentatt Cavendishs oppdagelse av at hydrogen produserer vann ved forbrenning.

Hydrogens rolle i kvanteteoriens historie[rediger | rediger kilde]

På grunn av hydrogens forholdsvis enkle atomstruktur, bestående av et proton og et elektron, har hydrogenatomet, sammen med det spekter av lys produsert eller absorbert av det, vært sentralt i utformingen av teorien om atomets struktur. Videre har den tilsvarende enkle oppbygningen av hydrogenmolekylet og det tilhørende kationet H2+ tillatt en mere komplett forståelse av naturen bak kjemiske bindinger, som fulgte kort tid etter utviklingen av kvantemekanisk behandling hydrogenatomet på 1920-tallet.

Hydrogen varmer opp Jorden[rediger | rediger kilde]

Solens energiproduksjon er et resultat av kjernefysisk fusjon av hydrogen. Hvert sekund fusjoneres fire millioner tonn hydrogen på solen og omdannes til helium og energi. Energimengden som hvert sekund mottas av Jorden, er produsert ved fusjonering av bare to kilo hydrogen. Utregningen er slik: Hver kvadratmeter av Jordens atmosfære tar imot ca. 1 000 Watt solstråling. Utvides dette til å dekke hele planeten, er total mengde lysenergi som varmer opp Jorden, ca. 150 000 billioner Watt. Bruker vi formelen m = E/c2, erstatter E med 150 000 billioner (Watt) og c med lyshastigheten 300 000 (km/s), er resultatet ca. 2kg/s.[1]

Naturlige forekomster[rediger | rediger kilde]

NGC 604, et gigantisk område av ionisert hydrogen i Triangelgalaksen

Hydrogen er det mest vanlige grunnstoffet i universet, og utgjør 75% av normal materie etter masse og over 90% etter antall atomer.[2] Grunnstoffet finnes i store mengder i stjerner og kjempe-gassplaneter. I forhold til den store forekomsten ellers er hydrogen veldig sjeldent i Jordas atmosfære (ppm etter volum). Den mest vanlige kilden for dette grunnstoffet er vann, som består av to deler hydrogen og en del oksygen (H2O). Andre kilder er de fleste former av organisk materie (for tiden alle livsformer), kull, fossilt brensel og naturgass. Metan (CH4), som er et biprodukt av organisk forråtnelse, blir en viktigere kilde til hydrogen.

Hydrogen kan oppstå på flere måter: damp fra oppvarmet karbon, spaltning av hydrokarboner vha varme, reaksjon mellom natriumhydroksid (kaustisk soda) eller kaliumhydroksid (KOH) og aluminium, vann elektrolyse, eller det spaltes av syrer ved reaksjon med visse metaller.

I kommersiell produksjon blir naturgass vanligvis spaltet.

Anvendelser[rediger | rediger kilde]

Industrielle anvendelser[rediger | rediger kilde]

Store mengder hydrogen trengs industrielt, særlig i Haber-Bosch-prosessen i ammoniakkproduksjon, i hydrogenerering av fett og oljer, og i produksjonen av metanol (tresprit). Hydrogen brukes også i hydrodealkylering, avsvovling med hydrogen og hydrokrakking.

Energibærer[rediger | rediger kilde]

Hydrogen kan brukes som energibærer til mange forskjellige applikasjoner, og forbindes vanligvis som drivstoff til et hydrogendrevet kjøretøy, hvor man frigjør energien lagret i hydrogengassen i en brenselcelle. Man kan også forbrenne hydrogen i en motor, men industrien har i stor grad gått bort fra den teknologien, siden brenselceller omdanner energien mye mer effektivt. Hydrogen kan brukes også som energibærer til strømsaggregater, f.eks i tilfeller hvor støy og forurensing er viktige elementer, eller hvor aggregatet ligger langt fra strømnettet og man har et høyt krav til oppetid.

Fordelene med hydrogen som energibærer er at hydrogen per masse har en energitetthet som er tre ganger så høy som tradisjonelle drivstoff som bensin og diesel, og at det ikke fører til andre utslipp enn vanndamp når hydrogen og oksygen omdannes til elektrisitet i en brenselcelle. Utfordringen er at hydrogen er en svært voluminøs gass, og er derfor mer krevende å håndtere og distribuere enn tradisjonelle drivstoff. Man kan løse dette delvis med å produsere hydrogengassen samme sted hvor den skal fylles på kjøretøyet.

Andre anvendelser[rediger | rediger kilde]

Etymologi[rediger | rediger kilde]

Hydrogen er fransk for vann-skaper, fra gresk hudôr, «vann» og gennen, «generere» og ble først oppdaget som et eget stoff i 1766 av Henry Cavendish. Antoine Lavoisier ga grunnstoffet sitt navn.

Kjemiske forbindelser[rediger | rediger kilde]

Som den letteste av alle gasser danner hydrogen kjemiske forbindelser med de fleste andre grunnstoffer. Hydrogen har en middels elektronegativitet på 2,2 og kan være det minst metalliske eller det mest metalliske i sine forbindelser. Førstnevnte kalles hydrider og er oftest forbindelser mellom hydrogen og metaller, der hydrogen foreligger enten som H- ioner eller som et oppløst stoff inni det andre grunnstoffet (f.eks. palladium-hydrid). Sistnevnte er helst kovalente forbindelser, da H+ ionet bare ville være en kjerne bestående av et proton som ville ha en sterk tendens til å tiltrekke seg elektroner. Begge varianter danner syrer, men i sure løsninger ses ioner som H3O+ idet protoner fester seg til andre molekyler.

I luft reagerer hydrogen med oksygen og danner vann, H2O. Det frigjøres mye energi, og reaksjonen er eksplosjonsartet. Deuterium-oksid, eller D2O, kalles vanligvis tungtvann. Hydrogen inngår også i en mengde forbindelser med karbon. Fordi slike forbindelser utgjør hovedbestanddelen av alle kjente levende organismer kalles de organiske forbindelser, og læren om disse kalles organisk kjemi.

Tilstandsformer[rediger | rediger kilde]

Under normale betingelser er hydrogengass en blanding av to ulike slags molekyler som har forskjellig spinn i atomkjernene. De to formene kalles orto- og para-hydrogen (som ikke er det samme som isotoper, se nedenfor). I orto-hydrogen er kjernespinnet parallelt (danner en triplett), mens det i para-hydrogen er antiparallelt (danner en singlett). Ved standardbetingelser består hydrogen av ca. 25 % av para-formen og 75 % av orto-formen, den såkalt normale formen. Likevektsforholdet mellom de to er temperaturavhengig, men fordi orto-formen har høyere energi er den ikke stabil i ren tilstand. Ved lave temperaturer, omkring kokepunktet til hydrogen, foreligger nesten utelukkende para-formen.

Forvandlingen mellom de to formene er en treg prosess, og hvis hydrogen nedkjøles og kondenseres raskt, opprettholdes en høy andel av orto-formen. Dette har stor betydning ved industriell fremstilling og lagring av flytende hydrogen fordi orto-para forvandlingen frigjør mer varme enn fordampningsvarmen, og mye hydrogen kan gå tapt ved fordampning gjennom flere dager etter kondenseringen. Derfor brukes katalysatorer for orto-para forvandlingen under nedkjøling av hydrogen. De to formene har også litt forskjellige fysiske egenskaper. For eksempel er smeltepunktet og kokepunktet til para-hydrogen omtrent 0,1 K lavere enn for orto-hydrogen.

Isotoper[rediger | rediger kilde]

Protium, den mest vanlige av hydrogens isotoper, har et proton og et elektron. Det er den eneste stabile isotopen uten noe nøytron.

Det er tre kjente naturlige isotoper av hydrogen, 1H, 2H og 3H. Andre svært ustabile isotoper (4H til 7H) av hydrogen har blitt framstilt i laboratorier, men disse er ikke observert i naturen.

  1. Den vanligste isotopen, protium (1H), har ett proton og ingen nøytroner i kjernen. Denne isotopen er stabil og utgjør 99,985 % av naturlig hydrogen.
  2. Tungt hydrogen, deuterium (2H eller D), har ett proton og ett nøytron. Denne isotopen er også stabil og utgjør ca. 1/6400 eller 0,015 % av naturlig hydrogen. Forholdstallet mellom deuterium og protium bestemmes ut fra VSMOW standard vann. Ca. 1/3200 av naturlig vann er «halvtungt» vann, DHO, og en enda mindre andel er tungtvann, D2O.
  3. Supertungt hydrogen, den radioaktive isotopen tritium (3H eller T), har ett proton og to nøytroner. I naturlig hydrogen finnes ett atom tritium blant 1017–1018 atomer vanlig hydrogen. Halveringstiden for tritium er 12,35 år.

Hydrogen er det eneste grunnstoffet med forskjellige navn for sine isotoper. Symbolene D og T er imidlertid ikke offisielt anerkjent.

Forsiktighetsregler[rediger | rediger kilde]

Hydrogen er en svært brennbar gass. Den reagerer også voldsomt med klor og fluor.

Produksjon[rediger | rediger kilde]

Den mest økonomiske metoden å produsere hydrogen på er dampreformering av hydrokarboner, og da særlig naturgass (metan). I tillegg blir en god del produsert ved kunstgjødselfabrikker som siden bruker hydrogenet til å produsere ammoniakk, som brukes videre i prosessen. Noen industrielle prosesser har også hydrogen som biprodukt, særlig klor-alkali elektrolyse produserer større mengder hydrogen. [3]

I tillegg kan hydrogen produseres fra elektrolyse av vann. Dette er ikke konkuransedyktig prismessig i forhold til hydrogen produsert fra naturgass, men kan produseres av et lite apparat, og krever ikke et industrielt anlegg. Dette gjør at det kan være den mest økonomiske metoden på avsidesliggende steder. I Norge ble hydrogen tidligere produsert i større mengder på Vemork i Rjukan i årene 1929-1970, med vannkraft som energikilde. [4]

Dampreformering[rediger | rediger kilde]

Konvensjonell dampreformering[rediger | rediger kilde]

Dampreformering av naturgass er den billigste og mest brukte fremstillingsmetoden, og står for om lag halvparten av verdens hydrogenproduksjon. Litt forenklet kan den beskrives:

CH4 + 2 H2O → 4 H2 + CO2

Naturgass består hovedsakelig av metan (CH4), samt en del tyngre hydrokarboner og karbondioksid (CO2). Ved å tilføre metanet vanndamp med høy temperatur, får man dannet karbonoksid og hydrogen. Dette foregår ved 800 °C over en nikkelkatalysator.

I tillegg til naturgassen som inngår i reaksjonsprosessen, tilføres ca. 1/3 ekstra naturgass som energi for å drive reaksjonene. Det utvikles stadig nye metoder for å øke effektiviteten, og ved bedre håndtering av varmen er det mulig å øke utnyttelsesgraden til over 85 %.

Reformering fra naturgass gir imidlertid ikke rent hydrogen, det blir også dannet noe CO2. Om lag 75 % av den produserte gassen er hydrogen. Fjerning av CO2 er derfor nødvendig for å få rent hydrogen. Ved dampreformering av naturgass produseres det 7,05 kg CO2 for hvert kg hydrogen.

Dampreformering med CO2-fangst[rediger | rediger kilde]

Det forskes imidlertid på teknologier for damprefomering som inkluderer CO2-rensing. Et eksempel på en slik teknologi er Sorption Enhanced Steam Methane Reforming (SE-SMR), og har blitt utviklet av IFE i en årrekke. Teknologien benytter en absorbent, f.eks pulverisert dolomitt, som absorberer CO2 etter hvert som det produseres under reformeringsprosessen, og dermed øker (derav "enhanced") hydrogenproduksjonen. Absorbenten sirkuleres mellom selve reformeren hvor hydrogengassen produseres, og en regenerator, hvor absorbenten utsettes for høy temperatur, som gjør at den gir slipp på CO2-gassen, og sirkuleres over til reformeren igjen. Når dolomitt absorberer CO2 frigis varme, og selve reformeringen foregår på rundt 600°C, altså 200°C lavere enn konvensjonell reformering. For regenereringen må man imidlertid tilføre varme på 850 °C. Totalt sett er utnyttelsesgraden omtrent 75%, alstå som konvensjonell reformering. Kombinerer man imidlertid en SE-SMR med en høytemperatur, strømproduserende brenselcelle, f.eks en av typen fastoksid (Solid Oxide Fuel Cell) kan man utnytte temperaturen fra brenselcellen til å regenerere absorbenten, og få en totalvirkningsgrad på 85%. Dette konseptet, kalt ZEG Power[5], som er et samarbeidsprosjekt mellom IFE og CMR Prototech AS testes i 2014 ut på Kjeller.

Elektrolyse[rediger | rediger kilde]

Ved vannelektrolyse spalter man vann til hydrogen og oksygen. Prinsippet er enkelt; man trenger to elektroder, en katode og en anode, senker disse ned i en beholder med vann og tilsetter spenning. Hydrogenatomene vil da trekkes mot den negative katoden, og oksygenatomene mot anoden.

2 H2O + energi → 2H2 + O2

Energiforbruket ved denne prosessen er rundt 4,5 kWh/Nm³ H2, avhengig av effektiviteten på elektrolyttene.[6]

2-3 prosent av dagens hydrogenproduksjon stammer fra vannelektrolyse. Norsk Hydro benyttet elektrolyse for å produsere ammoniakk fra 1920 – tallet til 1970 da dampreformering tok over. Teknologien som ble utviklet av Norsk Hydro lever videre i NEL Hydrogen, som er verdensledende når det gjelder elektrolyse av vann.


Alkaliske elektrolysører

En elektrolysør er et apparat for elektrolyse. Alkaliske elektrolysører er en flytende elektrolytt, bestående av vann og kaliumhydroksid (KOH) som gjør den elektrisk ledende. Det er denne typen som er verdensdominerende i dag, og Norsk Hydro Electrolysers leverer elektrolysører med en virkningsgrad på 85 %.[7]

De største utgiftene ved elektrolyse er strømforbruket, som utgjør 2/3. Både effektivitet og strømkostnader er viktig i den sammenheng.

Fast polymerelektrolytt elektrolyse (PEM)

En nyere elektrolysør bruker et fast stoff, en ioneledende polymer, som elektrolytt. Disse er fortsatt svært dyre og ikke lønnsomme i forhold til alkaliske elektrolysører.

Det er antatt at PEM-elektrolyttene i fremtiden vil få en virkningsgrad på inntil 94 %, men i dag er virkningsgraden lavere enn de beste alkaliske elektrolyttene.[8]

I de siste årene er det utviklet elektrolysører som opererer ved trykk på 30 bar. Man reduserer da de kommende problemene med lagring av hydrogenet.


Høytemperatur dampelektrolyse En tredje type elektrolyse foregår med en dampelektrolysør. Disse benytter en keramisk ioneledende elektrolytt (YSZ). Dampelektrolysører kan oppnå meget høy virkningsgrad, men dette er fortsatt ikke brukbar teknologi.[9]

Se også[rediger | rediger kilde]

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ David Bodanis: E = mc2, forlaget Gyldendal, Oslo 2001, ISBN 82-525-4948-9
  2. ^ Hydrogen. Jefferson Lab. Besøkt 5. mai 2011.
  3. ^ (en)The Impact of Increased Use of Hydrogen on Petroleum Consumption and Carbon Dioxide Emissions. U.S. Energy Information Administration. Besøkt 22. oktober 2012.
  4. ^ (no)Om kraftstasjonen, industrien, krigen og museet.. Besøkt 23. oktober 2012.
  5. ^ http://www.zegpower.com
  6. ^ NOU Gassteknologi, miljø og verdiskaping, 2002:7
  7. ^ Norsk Hydro Electrolysers. Energi Link. Besøkt 5. mai 2011.
  8. ^ (en)Fuel Cell Technologies Program. US Department of Energy. Besøkt 5. mai 2011.
  9. ^ Bellona Hydrogen – status og muligheter (rapport nr. 6, 2002)

Eksterne lenker[rediger | rediger kilde]

Commons Commons: Hydrogen – bilder, video eller lyd