Waterstof, een historische bron van ideeën

Waterstof als propere energiebron is volop in de actualiteit. De bijzonder explosieve reactie met lucht is evenwel al in de loop van de 17de eeuw bekend geraakt. We grasduinen hier in deze geschiedenis, voornamelijk omdat waterstof in de ontwikkeling van de chemie een belangrijke bron van nieuwe inzichten is geweest. Ook didactisch is het een illustratie hoe wetenschappelijke ideeën zijn gegroeid.

Een ontdekking van ontvlambare lucht

Een eerste vermelding over de vorming van een ontvlambaar gas staat beschreven in een farmaceutisch handschrift uit 1572 van T. de Mayerne. R. Boyle (1627-1691) gaf in 1660 een volgende meer uitvoerige beschrijving. In een fles met gebogen hals bracht hij verdund zwavelzuur waarin bij toevoegen van ijzeren nageltjes een geweldige gasontwikkeling ontstond. Aan de gebogen hals werd een soort gummiblaas gebonden waarmee het gas werd opgevangen om te kunnen achterhalen of het hier eventueel ‘bosgas’ kon zijn, toen nog niet als CO2 gekend. De brandbaarheid en het vluchtig karakter bewezen het tegendeel en deden hem denken aan een nieuwe soort kunstmatige lucht, mogelijks gevormd door een transmutatie uit het metaal of uit het water of mogelijks uit het zuur. In die tijd was het geloof in de transmutatie van metalen geen algemeen credo meer maar dit merkwaardig verschijnsel was toen helemaal onverklaarbaar en zaaide nog enige twijfel.

Knalgas en de flogistontheorie

In 1700 wou N. Lemory (1645-1715) dit nieuwe gas onderzoeken maar kwam er gelukkig met de schrik vanaf. Zijn proeven bij de verdere brandbaarheidstest eindigden meestal met een knal. Veiligheidshalve deed hij verdere experimenten in het lab achter een klein muurtje! Samen met andere onderzoekers groeide de idee dat dit gas kon komen uit het metaal en niet uit het water of het zuur. Dit paste in een nieuwe hypothese dat in vele stoffen een zeker brandbaarheidsgedeelte zit ingesloten. Men trachtte hiermee voor de eerste keer een algemeen beeld te krijgen van de verbranding of wat we nu in de moderne chemie oxidatiereacties noemt. In deze visie was het vrijgestelde gas het brandbare in het metaal. Het ijzer werd omgezet tot roest door verlies van zijn ‘flogiston’ (een Griekse benaming voor brandbare stof). Lucht was slechts het medium om dit flogiston rechtstreeks of via een vlam op te nemen.

Nieuwe gassen

De studie van nieuwe soorten lucht waren de hete topics in de tweede helft van de 18de eeuw. Drie belangrijke Engelse onderzoekers waren J. Black (1728-1799), J. Priestley (1733-1804) en H. Cavendish (1731-1810), allen verstokte vrijgezellen en alleen getrouwd met de chemie. Black deed een belangrijke studie over de vorming van CO2 door sterk verhitten van kalksteen (CaCO3). Terwijl Priestley eeuwige roem verwierf voor de bereiding van zuivere zuurstof wat hij ‘gedeflogistikeerde’ lucht noemde. Cavendish was een rijk man van aristocratische afkomst, thuis in allerlei wetenschappen doch eerder een zondagse hobbyist. Maar zijn beperkt aantal publicaties getuigen van een zeer degelijke aanpak. Hij was de eerste die bij de bereiding van gassen deze door een buis liet passeren gevuld met droge kaliumcarbonaatkorrels die sterk water absorberen, om dan met vrij nauwkeurige wegingen de densiteit van deze ‘droge’ gassen te meten. Waterstof was toen nog het onbekende flogiston. Dit bleek 11 maal lichter te wegen dan lucht, een resultaat dat gelet op de mogelijkheden van die tijd wel heel goed was. Cavendish was gefascineerd door explosieve reacties. Zo liet hij een arme sukkel het waterstofgas inademen en dan aan een kaarsvlam uitblazen. De explosie was zo hevig dat deze man vreesde al zijn tanden te hebben verloren! Maar toch weer heel bijzonder was de waarneming dat op een pot met koud water, gehouden boven een waterstofvlam, de waterdruppels eraf liepen. Een resultaat dat aan andere tijdgenoten was ontgaan. Cavendish veronderstelde dat dit water een reactieproduct kon zijn van de gedeflogistikeerde lucht met het zuivere flogiston. Dit idee heeft even later Lavoisier geïnspireerd voor zijn grondige analyse (zie verder). Cavendish stond toen eveneens bekend om zijn ‘zwarte kunst’. Hij liet in de huiskamer een soort rubberballon vullen met dat flogiston waarna miraculeus deze ballon tot tegen het plafond snel opsteeg. Dit verhaal inspireerde een zekere Dr. J. Charles om in Parijs anno 1785 een ballon met dat waterstofgas te vullen, hiermee zelf op te stijgen en drie kwartier later buiten de stad te landen. Wat een spektakel voor de vele honderden toeschouwers! De nieuwe praktische bereiding van waterstofgas volgens Lavoisier was hier niet vreemd aan (zie verder). Na 1796 waren ook de militairen in deze luchtballon geïnteresseerd.

Flogiston wordt het element ‘waterstof’

Intussen had de beroemde Lavoisier (1743-1794) grote twijfels over de flogistontheorie. Hij kreeg in 1783 bezoek van een zekere C. Blagden, een assistent van Cavendish. Aldus vernam hij de vlamproef met de vorming van water. Daarop deed Lavoisier een merkwaardige test, wellicht na een ervaring in een smidse bij het koelen van roodgloeiend ijzer in water. Hij liet aldus water druppelen op gloeiend ijzer en kon hierbij zuiver waterstof opvangen. Daardoor was het bewezen dat het zogenaamde flogiston wel degelijk uit het water komt. Flogiston kreeg van toen de nieuwe naam ‘waterstof’ (F: hydrogène= geboren uit water). Van Priestley had hij ook geleerd om zuiver gedeflogistikeerde lucht te bereiden en kon nadien bewijzen dat dit een aanzienlijk gedeelte van de lucht is. Hij gaf dit gas de nieuwe naam ‘zuurstof’, omdat dit gas met zwavel, koolstof of fosfor bij opvangen in water zuren vormt. Met een groot volume aan waterstof en zuurstof demonstreerde hij de explosieve vorming van zuiver water. Beide stoffen waren volgens Lavoisier elementaire stoffen, volgens hem stoffen die niet verder te ontbinden zijn tenzij later het tegendeel zou worden aangetoond. Het geloof in de flogistontheorie verloor toen langzaam zijn aanhangers. Experimenteel bleek uit de synthese van water en van andere reacties met het nieuwe gas zuurstof dat de totale massa voor en na de reacties dezelfde Is. Er ging blijkbaar niks verloren! Dit werd de wet van het behoud van massa.

Waterstof en de formule van water

Met de nieuwe inzichten op de verbranding werden vanaf nu ‘oxidatiereacties’ mogelijk met kwantitatieve hoeveelheden tussen de reagentia. De fransman L. Proust (1754-1826) besloot uit de vele nieuwe gegevens dat elke stof een vaste samenstelling moest hebben. Zo ook water van welke oorsprong dan ook leek telkens uit dezelfde hoeveelheden waterstof en zuurstof te bestaan. Er bleef wel ruime tijd betwisting over dit principe, vooral dan bij de gerenommeerde landgenoot Berthollet (1748-1822). In zijn oxidaties van metalen, o.a. ijzer en koper, ontstaan meerdere oxiden welke in die tijd vaak als mengsel of onzuivere stoffen werden geanalyseerd. Dus als resultaat geen vaste verhouding tussen metaal en zuurstofgehalte! Dit is een apart verhaal waaraan later ook de bekende Avogadro zich heeft bezondigd en daardoor ook enig krediet heeft verloren in zijn ander heel bijzonder werk (zie verder).

Dalton (1766-1844) was diegene die begin van de jaren 1800 verder doordacht op het begrip ‘element’ en was aanhanger van de hypothese van Proust. Water wordt gevormd uit steeds dezelfde twee elementen. Dan moest deze materie in zijn kleinste deeltjes ook uit beide elementen zijn opgebouwd en wellicht in een vaste verhouding want anders zouden de fysische eigenschappen van water van verschillende afkomst ook kunnen verschillend zijn, quod non. Dat materie uit elementaire deeltjes zou samengesteld zijn was al voorgesteld door Newton en tijdgenoten in de loop van de 17de eeuw. De atomistische visie over de materie was trouwens al een filosofisch idee van de Oude Grieken. De oorspronkelijke bolletjesvoorstelling van atomen door Dalton werden even later door Berzelius (1779-1848) vervangen met notitie van acroniemen van de Latijnse namen H (hydrogen) en O (oxygen). Dalton noteerde (met deze nieuwe notitie) de samenstelling voor water als HxOij met x en ij eenvoudige getallen. Zijn verder gedurfde hypothese was in deze formule van water te stellen dat x =ij= 1. Water kreeg aldus de ‘formule’ HO. De gasanalyses in 1804 van J. L. Gay-Lussac (1778-1850) bewezen duidelijk de vaste volumeverhoudingen waarin H en O reageren. Uit weging tussen de reagerende gasmassa’s konden bij benadering de gewichtsverhoudingen 1 tegenover 8 worden bepaald. Vermits Dalton stelde dat hier evenveel deeltjes H als O betrokken waren, moesten ook de relatieve atoommassa’s van H en O deze verhouding 1:8 hebben. Dit was een bijzonder inspirerende gedachte waarop een halve eeuw is verder gebouwd om relatieve atoommassa’s te achterhalen. Door welke krachten de beide elementen aan mekaar gebonden waren vroeg naar een antwoord. De mogelijke oplossing kwam van de toenmalige ontdekking van de elektriciteit met de batterij van Volta (1745-1827). Dit inspireerde Berzelius (1779-1848) om de bindingskracht tussen de atomen in moleculen aan elektrische ladingen toe te schrijven.

Waterstof als molecule H2

Avogadro (1776-1856) bedacht in 1811 het idee dat in gelijke volumes van verschillende gassen evenveel deeltjes zouden zitten. Dat idee van even volumes met evenveel deeltjes in de reagerende gassen bleek aanvaardbaar, gesteund door de metingen van Gay-Lussac. Water zou dus in zijn kleinste vorm evenveel deeltjes waterstof als zuurstof bevatten. Tot zover een soort variante op wat Dalton postuleerde. Maar voor reactieproducten was er een )probleem. Zo bijvoorbeeld in de reactie H +Cl met vorming van HCl. De reagerende volumes aan H en aan Cl zijn gelijk doch HCl zou dan normaal ook met eenzelfde volume worden gevormd. Het bleek evenwel een dubbel volume te zijn. Volgens Dalton al reden genoeg om aan deze hypothese geen geloof te geven. Idem dito bij de vorming van water. Uit een volume zuurstof met twee volumina waterstof verkrijgt men twee volumina aan water (stoom). Om zijn idee toch te doen kloppen met de experimenten gaf Avogadro een volgende reactievergelijking: 2. H + O geeft 2 volumes of 2.( HO1/2 ) . Het ‘Daltonisch’-atoom zuurstof zou dan in water als een half atoom voorkomen. M.a.w. Avogadro geloofde dus niet in de ondeelbaarheid van Dalton’s atomen en zag atomen eerder als clusters van deeltjes. Hierin volgde hij de visie van Berthollet die bv. bij de oxidatie van koper de formule van de reactieproducten aangaf als CuO1/2-1 met O in variante hoeveelheden tussen ½ en 2. Dus duidelijk een conflictueuze visie tussen twee wetenschappers over het al of niet bestaan van ‘ondeelbare’ atomen. De moderne formulering van 2 H2 + O2 geeft 2 H2O is dan wel in overeenstemming met het idee van Avogadro maar dan duidelijk wel mits een belangrijke aanpassing. Deze aanpassing werd pas in 1860 op een eerste internationaal congres van chemici gepropageerd door de Italiaanse landgenoot van Avogadro, Cannizzaro (1826-1910). Vooral omdat toen bij de koolstofverbindingen in de organische chemie was aangetoond dat gelijksoortige atomen ook stevig gebonden konden zijn, was dus een twee-atomisch gas geen taboe meer. Dit idee sloeg geweldig aan omdat ook de analyses van de relatieve atoomgewichten veel logischer werden met bv. de waarden H=1 en O=16 en niet meer met O=8! Chemisten werkten vanaf nu met formules en atoomgewichten als praktische zekerheden zonder nog enig bewijs van het bestaan van atomen. Op deze realiteit kwam het antwoord pas een halve eeuw later, opnieuw met het waterstofatoom als model.

De Balmerlijnen van waterstof

In de 19de eeuw werden de grote stappen gezet naar de moderne wetenschap. Hier volgen enkele voorname nieuwigheden:

1° Een handteerbare elektrische stroombron

De ontdekking van statische elektriciteit eind 17de eeuw was de start voor verder onderzoek. Pas met de mogelijkheid van een gecontroleerde stroombron kwam de grote vooruitgang. De ontdekking van de batterij van Volta (1800) was de aanzet voor de elektrolyse-experimenten van Davy (1778-1829) en belangrijker nog voor de kwantitatieve elektrolysemetingen van Faraday (1791-1867).

2° De natuur van elektrische stroom

Toen Faraday de magnetische effecten bij de elektrische stroom had vastgesteld, zijn vele fysici een grondige speurtocht begonnen. Het nieuwste speeltuig was zeker de kathodestraalbuis (Crookes 1879). In een vacuümbuis werd een elektrische stroming van deeltjes met een erg kleine massa gemeten die door afbuiging in een magnetisch veld duidelijk negatief geladen leek. Het elektron was geboren.

3° De natuur van het licht

De studie van licht was al in de loop van de 17de eeuw een belangrijk thema. Newton (1642-1727) stelde licht voor als partikeltjes. Zijn tijdgenoot Hooke (1635-1703) kwam met een alternatief. Uit diffractiemetingen berekende hij een golfkarakter van licht. Door het prestige van Newton bleef deze visie nog tot 1800 in de koelkast. Toen bleek duidelijk dat interferentiepatronen en diffractie van licht alleen te verklaren zijn door het golfkarakter van licht.

4° De eerste spectraallijnen van waterstof

In de tweede helft van deze 19de eeuw ontdekten Bunsen (1811-1899) en Kirchhoff (1824-1887) een praktische methode om lichtstralen te bestuderen. Ze noemden het ‘spectroscopie’ (afgeleid van het Latijn ‘spectare’ wat kijken betekent). De diffractieprismas werden vervangen door veel betere diffractieroosters. Als eerste was het Balmer (1825-1898) die in een verhit waterstofgas de emissielijnen van waterstofatomen kon vaststellen. Uit de regelmaat van de frequenties volgden de eerste mogelijke verbanden tussen golflengten van de emissielijnen. Opvallend was het feit dat een factor ‘n2’ in deze formules met waarden n= 3, 5, 7,9 net toelieten de opeenvolgende absorptiegolflengten te berekenen. Van waar komt deze regelmaat? Ook in andere stralingsgebieden bleek deze regelmaat.

5° Het grote postulaat: de energiepakketjes van de lichtstraling

De eerste inzichten in de kwantumtheorie groeide uit de studie van straling van gloeiend ijzer. Bij toenemende hitte verschuift de golflengte van de stralingscurve. Met een ‘ad hoc’ formule kon Planck (1858-1947) in 1900 deze verschuiving simuleren . Hij stelde in een wiskundige vergelijking voor dat licht geen continu energiepatroon heeft maar wel een energiesituatie in trapjes, te vergelijken met het beklimmen naar hogere energie via de sporten van een ladder. Elke energiesprong, absorptie of emissie, betekent dus een bepaalde hoeveelheid energie, een hoeveelheid of ‘quantum’. Dit kwantumprincipe inspireerde Einstein bij zijn studie over het foto-elektrisch effect. Hij stelde vast dat lichtstraling op een metaal een elektrische stroom veroorzaakt doch dat dit pas best gebeurt bij bepaalde golflengtes van dat licht. Deze frequenties werden in verband gebracht met veronderstelde energiepakketjes van Planck. Daaruit volgde de bekende formule van Einstein (1905): de grootte van elk energiepakketje is gelijk aan de Planckconstante maal de frequentie.

Waterstof en het atoommodel van Bohr (1913)

Uit de interactie van radioactieve stralen met de materie, ontdekt rond deze eeuwwisseling, concludeerde men dat atomen reëel zijn en uit een positieve en negatieve deeltjes bestaan. De eerste voorstelling van een atoom als een compacte massa bleef een kort leven beschoren omdat bepaalde straling er praktisch los door kon gaan. Het nieuw model was dan een zeer kleine positief geladen kern met daarrond een erg lege ruimte met elektronen als minipartikeltjes. Het kleinste atoom waterstof kreeg aldus een proton als kern met daarrond een 1850-maal lichter elektron. Het was Bohr ((1885-1962) die omwille van de ijle structuur van het atoom en de hoger besproken Balmerlijnen op het idee kwam van vaste circulaire banen voor het elektron. De lijnfrequenties zouden dan het gevolg zijn van energiesprongen van uit een basisniveau naar circulaire banen met een hoger energieniveau. De goede correlatie van de Balmerfrequenties met de energiepakketjes voor de straling gaf deze voorstelling een stevige grond. Maar bij grotere atomen viel dit wat tegen. Het was evenwel een goede start naar betere inzichten inzake lichtemissie en lichtabsorptie door de materie. Maar waarom ook zouden negatieve deeltjes niet door de positieve kern worden opgeslokt? Een verdere verfijning van dit model drong zich op. Golf- en kwantummechanica brachten een antwoord met een totaal nieuw concept. Het beeld van de discrete banen veranderde nu tot diffuse waarschijnlijkheden om ergens een elektron aan te treffen. Zeker voor beginners in de chemie hebben de nieuwe begrippen als orbitalen en hybridisaties eerder iets weg van het alchemisch devies: ‘Tot het duister en het onbekende gaan door wat nog duisterder en onbekender is’. Maar om dieper inzicht in de gedragingen te krijgen van voornamelijk de organische chemie, hebben de vrij simplistische voorstellingen van orbitalen nu algemeen ingang gevonden.

Het isotoop ‘deuterium’

Begin 20ste eeuw ontdekte men bij radioactief verval van uranium en thorium telkens de vorming van loodatomen maar met een verschillende massa, namelijk 206 en 208 terwijl natuurlijk lood de massa 207,2 heeft. In 1913 ontdekte men op verschillende manieren het bestaan van deze zogenaamde’ isotopen’. Dit zijn chemische elementen die alleen verschillen door een klein verschil in hun atoommassa maar omwille van hun identieke chemische eigenschappen op hetzelfde rangnummer in het periodiek systeem te plaatsen zijn (Grieks: ‘isos topos’). Ook met de toen gloednieuwe massaspectrometers kon men zelfs vaststellen dat lood nog een derde isotoop met massa 207 bezit. Enkele jaren later was de precisie van de apparatuur veel verbeterd . In 1932 kon de Amerikaan H.C. Urey een isotoop van waterstof ontdekken met een dubbele massa van waterstof. Dit isotoop bleek later zo belangrijk, o.a.in kernreactors, dat het een eigen naam kreeg, het deuterium. Omdat deuteriumoxide ofte ‘zwaar water’ ruim één graad hoger kookpunt heeft dan gewoon water, kon men in stoomketels na de vele verdampingen vaststellen dat ook de dichtheid van de waterresten in die ketels duidelijk groter waren dan voor gewoon water hoe weinig het ook normaal aanwezig is namelijk 1 op 3200! De dichtheid van zwaar water is bij 20 °C 1,10.

Waterstof in het Periodiek Systeem

1° De hypothese van PROUT.

Reeds in 1815 werd door Prout gesuggereerd dat alle atoomgewichten een veelvoud zouden zijn van deze van waterstof. Dit was gesteund op de waarnemingen dat gasdichtheden veelvouden waren van dat voor waterstof. Ondanks de kleine afwijkingen op latere metingen bleef dit idee toch wel hangen. Tot echter onze Belgische chemist Servais Stas (1813-1891) in 1860 de precieze analyse van o.a. chloor publiceerde met de atoommassa 35,5 wat ver buiten de mogelijke foutenmarge lag en dus duidelijk geen veelvoud van waterstof kon zijn. Nu een halve eeuw later bleek dat chloor uit 2 isotopen bestaat met massa 35 voor 75% en 37 voor 25% . Dus is elk isotoop toch een veelvoud van de massa van waterstof. De waarde 1,008 wordt als 1:16 van het atoomgewicht van zuurstof genomen, een gekozen referentiewaarde voor de relatieve massaverhoudingen van de elementen.

2° Kernfusie.

Uit de eerste betrouwbare metingen van de samenstelling van onze zon (1929) weet men dat deze voor het grootste deel uit waterstof (90%) en helium (10%) bestaat. Hieruit groeide het besef dat de zonne-energie ontstaat door een kernfusieproces van waterstof tot helium. De massa van 2 H-atomen is iets groter dan deze van helium en dus is het massaverlies de bron van haar energie, de formule van Einstein indachtig,. Dit leidde verder tot wat men nu de nucleosynthese van alle elementen in het heelal noemt. Alle elementen zouden tijdens de ‘big bang’ door kernfusie zijn ontstaan.

3° Het gedrag van waterstof lijkt chemisch op een kameleon.

Steeds staat in de Periodieke Tabel waterstof in de kolom van de alkalimetalen. Zijn atoomstructuur met één elektron in de buitenschaal is hiervoor het argument. Maar op basis van zijn eigenschappen is zijn plaats eerder boven koolstof. Het heeft een zuiver covalente binding in de koolwaterstoffen. Ook als gas H2 is het pas reactief na adsorptie op metalen als platina waardoor het als lossere atomen gebonden zit, geschikt om op koolstofverbindingen te reageren zoals alkenen die een tekort aan waterstoffen hebben. In verbinding met andere elementen speelt zijn polariseerbaarheid hem parten. Zo krijgt het met het elektropositieve lithium een zekere negatieve lading. Waterstof wordt nu een hydride dat elk positief plekje in een organische molecule zal aanvallen. Maar als waterstof gebonden zit aan bijvoorbeeld chloor, dan wordt het een bekend zuur dat o.a. in onze maag aanwezig is. Het elektronegatief effect van het chlooratoom geeft het waterstof een protonkarakter. Waterstof lijkt wel een kameleon in de chemie.

4° De waterstofbrug.

Heel uniek is waterstof in de molecule ‘water’ (H2O) en zwakke zuren. De zwak positief geladen H-atoom gaat met moleculen waar vrije elektronenparen aanwezig zijn, een zekere aantrekkingskracht voelen. Zo zal in water het zuurstofatoom via zijn vrije elektronenparen aanpappen me de H-kant van een ander watermolecule. In heel koud water gebeurt hier een voortdurende partnerruil. In ijs daarentegen vormen zich hechte banden waarbij elke H tussen twee O-atomen een vrij lineaire bindingsrichting vormt (H-O-H….OH2) welke verder driedimensionaal zich opbouwt. Dit geeft aan ijs zeshoekige structuren waarin een centrale holte waardoor ijs lichter is dan de vloeibare vorm. Een unieke situatie en een geluk voor de vissen!

Dergelijke waterstofbruggen zijn een essentieel deel in de vorming van het helixmodel voor DNA en in vele eiwitstructuren..

Is waterstofgas een zuivere brandstof voor de toekomst?

- De warmte die vrijkomt in de reactie met zuurstof met vorming van water is bijzonder groot. Vandaar de huidige interesse om waterstofgas als zuivere brandstof voor auto’s te gebruiken. Dit is wel okay zolang men groene elektrische stroom kan benutten voor de bereiding van dit gas door elektrolyse van water. Voor de bereiding op grote schaal was tot voor kort het alternatief het sterk verhitten (1100°C) van steenkool of methaan met stoom. Duidelijk geen beste oplossing voor de waterstofbereiding omwille van de vorming van CO en CO2. Betere katalytische processen zijn mogelijk doch hier steekt de kostprijs (voorlopig?) stokken in de wielen. En finaal elektriciteit opwekken of met centrales die aardgas als brandstof gebruiken of via kernenergie is nu het hete hangijzer. Want als groene stroom tijdelijk te kort schiet is uiteraard een goede alternatieve opvang nodig.

- De vrees voor de explosieve ontvlambaarheid van waterstofgas is terecht. De minimale grenswaarde ligt bij 4,00 (in volumeprocent) wat in een kleine niet verluchte ruimte wel snel wordt bereikt, te vergelijken met het gevaar van lekken in de leidingen voor aardgas (CH4).

- Tenslotte blijft de overweging van het totaal rendement van een tweestappenproces: eerst de bereiding door elektrolyse en finaal het rendement van de motor? Daarbij lijkt het rechtstreeks benutten van elektrische stroom zeker voordeliger.

- De grote uitdaging is actueel de opslag van elektriciteit in batterijen. Het gewicht en de beperkte capaciteit zijn nog te verbeteren. Maar voor de bereiding op wereldschaal rijst nu al de vraag naar de nodige vrij schaarse grondstoffen.

 

Arsène Lepoivre

In de kijker

Inloggen

Klik hier voor toegang tot het Chemieplatform (inclusief Elementaire Chemie en Chemie Interactief).

Mens & Molecule