Cet article concerne l'élément chimique. Pour le corps simple H2, voir Dihydrogène. Pour la théorie quantique de l'atome d'hydrogène, voir Atome d'hydrogène.
Code Kemler : 23 : gaz inflammable Numéro ONU : 1049 : HYDROGÈNE COMPRIMÉ Classe : 2.1 Code de classification : 1F : Gaz comprimé, inflammable ; Étiquette : 2.1 : Gaz inflammables (correspond aux groupes désignés par un F majuscule);
Code Kemler : 223 : gaz liquéfié réfrigéré, inflammable Numéro ONU : 1966 : HYDROGÈNE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2.1 Code de classification : 3F : Gaz liquéfié réfrigéré, inflammable ; Étiquette : 2.1 : Gaz inflammables (correspond aux groupes désignés par un F majuscule);
Code Kemler : 23 : gaz inflammable Numéro ONU : 2034 : HYDROGÈNE ET MÉTHANE EN MÉLANGE COMPRIMÉ Classe : 2.1 Code de classification : 1F : Gaz comprimé, inflammable ; Étiquette : 2.1 : Gaz inflammables (correspond aux groupes désignés par un F majuscule);
L'hydrogène est le principal constituant du Soleil et de la plupart des étoiles (dont l'énergie provient de la fusion thermonucléaire de cet hydrogène), et de la matière interstellaire ou intergalactique. C'est un composant majeur des planètes géantes, sous forme métallique au cœur de Jupiter et de Saturne, et sous la forme de dihydrogène solide, liquide ou gazeux dans leurs couches plus externes et dans les autres planètes géantes. Sur Terre, il est surtout présent à l'état d'eau liquide, solide (glace) ou gazeuse (vapeur d'eau), mais on le trouve aussi dans les émanations de certains volcans sous la forme de H2 et de CH4 (méthane).
Découverte
Le corps simple H2 est mis en évidence à l'état gazeux par Henry Cavendish en 1766, qui l'appelle « air inflammable » parce qu'il brûle ou explose en présence d'oxygène, produisant de la vapeur d'eau. Lavoisier désigne ce gaz sous le nom d'hydrogène, composé du préfixe hydro-, du grecὕδωρ / húdôr, « eau », et du suffixe -gène, du grec γεννάω / gennáô, « engendrer »[7]. Son nom correct est désormais « dihydrogène », mais dans la langue courante on continue à l'appeler « hydrogène ».
Dans la croûte terrestre, l'hydrogène ne représente que 0,22 % des atomes, loin derrière l'oxygène (47 %) et le silicium (27 %)[9],[10]. Il est rare également dans l'atmosphère terrestre, dont il ne représente en volume que 0,55 ppm des gaz atmosphériques. Sur Terre, la source la plus commune d'hydrogène est l'eau, dont la molécule est constituée de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène ; l'hydrogène est surtout le principal constituant (en nombre d'atomes) de toute matière vivante, associé au carbone dans tous les composés organiques. Par exemple, l'hydrogène représente 63 % des atomes et 10 % de la masse du corps humain[9],[11],[12].
Des accumulations de dihydrogène natif ont été détectées dans la croûte terrestre. L'une d'elles au Mali est quasiment pure (à 96 %) et est utilisée pour produire de l'électricité depuis les années 2010[13]. D'autres sont recherchées pour produire du dihydrogène[14].
Sous de très faibles pressions, comme celles qui existent dans l'espace, l'hydrogène a tendance à exister sous forme d'atomes individuels car il n'entre pas en collision avec d'autres atomes pour se combiner. Les nuages d'hydrogène sont à la base du processus de la formation des étoiles.
L’hydrogène est le seul élément dont chaque isotope porte un nom spécifique, car leur différence de masse (comparativement à celle de l'atome d'hydrogène) est significative : du simple au double ou au triple, ce qui explique que, contrairement à ce qui vaut pour les isotopes en général, ces différences peuvent influencer les propriétés chimiques du deutérium ou du tritium par rapport au protium (effet isotopique). L'eau lourde (D2O), qui contient des isotopes d'hydrogène lourds, est par exemple toxique (à forte dose) pour de nombreuses espèces. En effet, en raison de la grande différence de masse entre les isotopes, la cinétique des réactions en solution aqueuse est considérablement ralentie.
Les isotopes les plus notables de l'hydrogène sont :
l'hydrogène léger ou protium1H, le plus abondant (~99,98 % de l'hydrogène naturel). Le noyau atomique est simplement constitué d'un proton et ne possède donc pas de neutron. C'est un isotope stable ;
le deutérium2H (ou D), beaucoup moins abondant (de 0,0082 à 0,0184 % de l'hydrogène naturel, ~0,015 % en moyenne). Le noyau est constitué d'un proton et d'un neutron, c'est aussi un isotope stable. Sur Terre, il est essentiellement présent sous forme d'eau deutérée HDO (eau semi-lourde) ;
le tritium3H (ou T), présent seulement en quantité infime dans l'hydrogène naturel (un atome de tritium pour 1018 atomes d’hydrogène). Le noyau est constitué d’un proton et de deux neutrons, il est radioactif et se transforme en 3He par émission d'un électron (radioactivité β−). 2H et 3H peuvent participer à des réactions de fusion nucléaire. La radiotoxicité du tritium est réputée très faible lorsqu'il est présent sous forme HTO (eau tritiée, ou eau lourde), elle est moins connue et moins bien comprise lorsqu'il est présent sous forme organique (les études présentent des résultats contradictoires ou très variables selon leurs protocoles expérimentaux[16]). Dans l’environnement naturel, le tritium peut prendre la place du protium dans les molécules comprenant de l'hydrogène, y compris dans les molécules biologiques et jusque dans l'ADN où il peut être cause de cassures de l'information génétique, de mutations ou d'apoptoses cellulaires. Le tritium étant un isotope rare, sa concentration dans l'eau et les tissus est généralement très faible (hors contaminations accidentelles d’origine humaine) ;
le quadrium ou tétradium 4H (ou Q), l'isotope le plus instable de l'hydrogène (sa demi-vie est ultracourte : 1,39 × 10−22 seconde[17]). Il se décompose par émission de neutron[18] ;
l'hydrogène 7 (7H), le nucléide le plus riche en neutrons jamais observé, relativement au nombre de protons (N/Z = 6). Sa demi-vie est de l'ordre de 10−21 seconde[19].
La fusion nucléaire réalisée dans les bombes à hydrogène ou bombes H concerne des isotopes intermédiaires de la fusion (l'hydrogène se transforme en hélium), comme celle qui se déroule dans les étoiles : isotopes lourds de l'hydrogène, hélium 3, tritium, etc. Mais, dans une bombe H, les réactions nucléaires ne durent que quelques dizaines de nanosecondes, ce qui permet uniquement des réactions en une unique étape. Or, pour aboutir à la transformation de l'hydrogène en hélium, il faut plusieurs étapes dont la première, la réaction d'un proton, est très lente.
Depuis 2006, le projet ITER vise à vérifier la « faisabilité scientifique et technique de la fusion nucléaire comme nouvelle source d’énergie[20] ».
Aux pressions extrêmement hautes, l'hydrogène est dans un état dit « sombre », intermédiaire entre un gaz et un métal. Il ne reflète pas la lumière et ne la transmet pas. Il devient aussi très faiblement conducteur d'électricité[21]. Il s'apparente aux métaux alcalins qui le suivent dans le groupe 1 du tableau de Mendeleïev.
Aux pressions les plus basses, l'hydrogène est un gaz monoatomique.
La molécule de dihydrogène existe sous deux isomères de spin nucléaire : l'hydrogène ortho (spins parallèles) et l'hydrogène para (spins antiparallèles)[22].
À très basse pression et très haute température l'hydrogène est un gaz monoatomique (donc de formule H), c'est notamment le cas du gaz interstellaire ou intergalactique. En raison de l'immensité de ces espaces et malgré la très faible densité du gaz, l'hydrogène monoatomique constitue près de 75 % de la masse baryonique de l'univers[23].
L'hydrogène solide est obtenu en abaissant la température en dessous du point de fusion du dihydrogène, situé à 14,01K (−259,14 °C)[24]. L'état solide fut obtenu pour la première fois en 1899 par James Dewar[25],[26].
L'hydrogène métallique est une phase de l'hydrogène survenant lorsqu'il est soumis à une très forte pression et à de très basses températures. C'est un exemple de matière dégénérée. D'aucuns estiment qu'il y a un intervalle de pressions (autour de 400 GPa) dans lequel l'hydrogène métallique est liquide, même à de très basses températures[27],[28].
L'atome d'hydrogène peut perdre son unique électron pour donner l'ion H+, désigné couramment par le nom de proton. En effet l'atome qui a perdu son seul électron est réduit à son noyau, et dans le cas de l'isotope le plus abondant 1H, ce noyau n'est constitué que d'un proton. Cette appellation n'est pas rigoureusement correcte si l'on tient compte de la présence, certes discrète (inférieure à 0,02 %), des autres isotopes. L'appellation hydron est plus générale (on dit aussi ion hydrogène, malgré la confusion possible avec l'anion H−). Son rayon est très petit : environ 1,5 × 10−15 m contre 5 × 10−11 m pour l'atome.
En solution, le proton n'existe pas à l'état libre mais est toujours lié au nuage électronique d'une molécule. En solution aqueuse il est solvaté par des molécules d'eau ; on peut en simplifiant considérer qu'il est capté par une molécule d'eau H2O, formant un ion « hydronium » H3O+, aussi appelé « oxonium » ou « hydroxonium ».
L'atome d'hydrogène peut aussi acquérir un second électron pour donner l'ion « hydrure » H−, ce qui lui confère le même cortège électronique stable que l'atome d'hélium.
L'hydrogène joue un rôle primordial dans une réaction acido-basique (au sens de la théorie de Brønsted-Lowry) puisque cette dernière correspond formellement à l'échange d'un ion hydrogène H+ entre deux espèces, la première (l'acide) libérant H+ par rupture d'une liaison covalente, et la deuxième (la base) captant cet H+ par formation d'une nouvelle liaison covalente :
La liaison hydrogène est une interaction électrostatique entre un atome d'hydrogène, lié chimiquement à un atome électronégatif A, et un autre atome électronégatif B (A et B étant typiquement O, N ou F en chimie organique).
Cette liaison joue un rôle important en chimie organique, puisque les atomes d'oxygène O, d'azote N ou de fluor F sont susceptibles de créer des liaisons hydrogène, mais aussi en chimie inorganique, entre les alcools et les alcoolates métalliques.
Composés covalents
L'atome d'hydrogène peut engager son unique électron pour former une liaison covalente avec de nombreux atomes non-métalliques.
L'hydrogène se combine avec la plupart des autres éléments car il possède une électronégativité moyenne (2,2) et peut ainsi former des composés avec des éléments métalliques ou non-métalliques. Les composés qu'il forme avec les métaux sont appelés « hydrures », dans lesquels il se trouve sous forme d'ions H− trouvés généralement en solution. Dans les composés avec les éléments non-métalliques, l'hydrogène forme des liaisons covalentes, car l'ion H+ a une forte tendance à s'associer avec les électrons. Dans les acides en solution aqueuse, il se forme des ions H3O+ appelés ions « hydronium » ou « oxonium », association du proton et d'une molécule d'eau.
Notes et références
(en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Hydrogen » (voir la liste des auteurs).
↑ a et b(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (ISBN978-1-420-09084-0)
↑IUPAC Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights donne : min : 1,00784 max : 1,00811 moy : 1,007975 ± 0,000135.
↑(en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions, , p. 2832 - 2838 (DOI10.1039/b801115j)
↑Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie, Cours, QCM et applications, Dunod, , 710 p., Broché (ISBN2100070355)
↑(en) Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions, in CRC Handbook of Chemistry and Physics, 91e éd. (version Internet 2011), W. M. Haynes, éd., CRC Press/Taylor & Francis, Boca Raton, FL., p. 10-203
↑Alain Prinzhofer, Cheick Sidy Tahara Cissé et Aliou Boubacar Diallo, « Discovery of a large accumulation of natural hydrogen in Bourakebougou (Mali) », International Journal of Hydrogen Energy, vol. 43, no 42, , p. 19315–19326 (ISSN0360-3199, DOI10.1016/j.ijhydene.2018.08.193).
↑(en) Isabelle Moretti, Emyrose Brouilly, Keanu Loiseau et Alain Prinzhofer, « Hydrogen Emanations in Intracratonic Areas: New Guide Lines for Early Exploration Basin Screening », Geosciences, vol. 11, no 3, , p. 145 (ISSN2076-3263, DOI10.3390/geosciences11030145).
↑G. M. Ter-Akopian et al., Hydrogen-4 and Hydrogen-5 from t+t and t+d transfer reactions studied with a 57.5-MeV triton beam, Nuclear Physics in the 21st Century: International Nuclear Physics Conference INPC 2001, American Institute of Physics Conference Proceedings, 610, p. 920-924, DOI10.1063/1.1470062.
↑(en) C. Bordas, P. C. Cosby et H. Helm, « Measurement of the lifetime of metastable triatomic hydrogen », The Journal of Chemical Physics, vol. 93, no 9, , p. 6303–6309 (ISSN0021-9606 et 1089-7690, DOI10.1063/1.458999, lire en ligne, consulté le ).
