Hydrogène

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Hydrogène
HydrogèneHélium
  Structure cristalline hexagonale
 
1
H
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
H
Li
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Hydrogène, H, 1
Série chimique Non-métaux
Groupe, période, bloc 1, 1, s
Masse volumique 0,08988 g·l-1,

0,0708 g·ml-1 (liquide, −253 °C),

0,0706 g·ml-1 (solide, −262 °C)[1]
No CAS 12385-13-6 [2]
Propriétés atomiques
Masse atomique 1,00794 ± 0,00007 u[1],[3]
Rayon atomique (calc) 25 pm (53 pm)
Rayon de covalence 31 ± 5 pm [4]
Rayon de van der Waals 120 pm [5]
Configuration électronique 1s1
Électrons par niveau d’énergie 1
État(s) d’oxydation -1, +1
Oxyde amphotère
Structure cristalline Hexagonale
Divers
Électronégativité (Pauling) 2,2
Énergies d’ionisation[6]
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
1H 99,9885 % stable avec 0 neutrons
2H 0,0115 % stable avec 1 neutrons
3H traces
{syn.}
12,32 a β- 0,019 3He
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
Page d'aide sur l'homonymie Cet article concerne l'élément atomique hydrogène. Pour l'hydrogène gazeux (H2), voir Dihydrogène. Pour la théorie quantique de l'atome d'hydrogène, voir Atome d'hydrogène.

L'hydrogène est un élément chimique de symbole H et de numéro atomique 1.

L'hydrogène est le principal constituant du Soleil et de la plupart des étoiles, dont l'énergie provient de réactions de fusion thermonucléaire de l'hydrogène.

Le nom hydrogène est composé du préfixe « hydro », du grec ὕδωρ (hudôr) signifiant « eau », et du suffixe « gène », du grec γεννᾰν (gennan), « engendrer ». Ce nom a été inventé par Lavoisier pour désigner le gaz appelé à l'époque « air inflammable » et qui avait été mis en évidence par Cavendish en 1766. Il s'agit du gaz de formule chimique H2 dont le nom scientifique est désormais dihydrogène.

Dans le langage courant, le dihydrogène est appelé encore très fréquemment « hydrogène ». Pour les propriétés relatives à ce gaz (propriétés chimiques, production industrielle, stockage, dangers mortels…), se référer à l'article dihydrogène.

L'atome d'hydrogène[modifier | modifier le code]

L'hydrogène est l'élément chimique le plus simple ; son isotope le plus commun est constitué seulement d'un proton et d'un électron. L'hydrogène est ainsi le plus léger atome existant. Comme il ne possède qu'un électron, il ne peut former qu'une liaison covalente : c'est un atome univalent.

Cependant, l'hydrogène solide peut être métallique lorsqu'il se trouve sous très haute pression. Il cristallise alors avec une liaison métallique (voir hydrogène métallique). Dans le tableau périodique des éléments, il se trouve dans la colonne des métaux alcalins. N'étant pas présent dans cet état sur Terre, il n'est toutefois pas considéré comme un métal en chimie.

La section efficace de capture de l'hydrogène (200 mb aux neutrons thermiques et 0,04 mb aux neutrons rapides)[7] est suffisamment faible pour permettre l'utilisation de l'eau comme modérateur et réfrigérant des réacteurs nucléaires.

Abondance[modifier | modifier le code]

L'hydrogène est l'élément le plus abondant de l'Univers : 75 % en masse et 92 % en nombre d'atomes. Il est présent en grande quantité dans les étoiles et les planètes gazeuses ; il est également le composant principal des nébuleuses et du gaz interstellaire.

Dans la croûte terrestre, l'hydrogène ne représente que 0,22 % des atomes, loin derrière l'oxygène (47 %) et le silicium (27 %)[8]. Il est rare également dans l'atmosphère terrestre, puisque le dihydrogène 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 du corps humain[8].

Sous de très faibles pressions, comme celles qui existent dans l'espace, l'hydrogène a tendance à exister sous forme d'atomes individuels, simplement parce qu'il est alors improbable qu'ils entrent en collision pour se combiner. Les nuages de dihydrogène sont à la base du processus de la formation des étoiles.

Fusion nucléaire de l'hydrogène[modifier | modifier le code]

L'hydrogène présent en grandes quantités dans le cœur des étoiles est une source d'énergie via les réactions de fusion nucléaire, qui combinent 2 noyaux d'atomes d'hydrogène (2 protons) pour former un noyau d'atome d'hélium. Les deux voies de cette fusion nucléaire naturelle sont la chaîne proton-proton, de Eddington, et le cycle carbone-azote-oxygène catalytique, de Bethe et von Weizsäcker.

La fusion nucléaire réalisée dans les bombes à hydrogène ou bombes H concerne des isotopes intermédiaires de la fusion (de l'hydrogène en hélium) en cours dans les étoiles : isotopes lourds de l'hydrogène, hélium 3, tritium...
En effet, 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, la transformation de l'hydrogène en hélium s'effectue en plusieurs étapes, dont la première (la réaction d'un proton) est extrêmement lente.

L'hydrogène solide[modifier | modifier le code]

L'hydrogène solide est obtenu en diminuant la température en dessous du point de fusion de l'hydrogène, situé à 14,01 K (-259,14 °C) pour le dihydrogène précisément. L'état solide fut obtenu pour la première fois en 1899 par James Dewar. Ce dernier publia ses travaux sous le titre Sur la solidification de l'hydrogène dans les Annales de chimie et de physique, 7e série, volume 18, Octobre 1899[9],[10].

Recherche[modifier | modifier le code]

  • 1972 - The experimental determination of the melting characteristics of solid hydrogen[11]

L'hydrogène métallique[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Hydrogène métallique.

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) sous lesquelles l'hydrogène métallique est liquide, même à de très basses températures[12],[13].

Composés chimiques de l'hydrogène[modifier | modifier le code]

Les composés covalents[modifier | modifier le code]

L'atome d'hydrogène peut engager son unique électron pour former une liaison covalente avec de nombreux atomes non-métalliques.

Les composés les plus connus sont :

L'hydrogène est également présent dans toutes les molécules organiques, où il est lié principalement à des atomes de carbone, d'oxygène et d'azote.

L'ion hydrogène H+ ou proton[modifier | modifier le code]

L'atome d'hydrogène peut perdre son unique électron pour donner l'ion hydronium H+.

On le désigne alors couramment par le nom de proton, étant donné qu'en perdant son électron, l'atome est réduit à son noyau, et que 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.

Son rayon est très petit : environ 1,5×10−15 m contre 5×10−11 m pour l'atome.

Il n'existe pas à l'état libre mais est toujours lié au nuage électronique d'une molécule. En solution aqueuse (telle H2O) il est solvaté par des molécules d'eau ; on peut en simplifiant considérer qu'il est capté par une molécule d'eau, formant un ion oxonium H3O+, aussi appelé hydroxonium.

Les hydrures[modifier | modifier le code]

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 qui parfois n'existent qu'en solution. Dans les composés avec les éléments non-métalliques, l'hydrogène forme des liaisons covalentes, car l'ion H+ a une trop forte tendance à s'associer avec les électrons. Dans les acides en solution aqueuse, il se forme des ions H3O+ appelés ions hydronium ou encore oxonium, association du proton et d'une molécule d'eau.

Les réactions acido-basiques[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Réaction acido-basique.

L'hydrogène joue un rôle primordial dans une réaction acido-basique (au sens de la théorie de Bronsted-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 :

\begin{matrix} \mbox{AH} &+& \mbox{B} &=& \mbox{A}^- &+& \mbox{BH}^+ \\ \mbox{acide1} && \mbox{base2} && \mbox{base1} && \mbox{acide2} \end{matrix}

La liaison hydrogène[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Liaison hydrogène.

La liaison hydrogène est une interaction électrostatique entre l'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 alkoxydes métalliques.

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes de l'hydrogène.

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) est par exemple toxique (à forte dose) pour de nombreuses espèces : en raison de la grande différence de masse entre les isotopes la cinétique des réactions en solution aqueuse « lourde » est considérablement ralentie.

Les isotopes connus de l'hydrogène sont :

  • l’hydrogène léger ou protium (1H) ; c'est le plus abondant (~99,98 %). Simplement constitué d'un proton et ne possédant donc pas de neutron, c'est un isotope stable.
  • le deutérium (2H ou D) ; beaucoup moins abondant (~0,015 % en moyenne ; de 0,0184 à 0,0082 % de l'hydrogène naturel), il possède un proton et un neutron et c'est un isotope stable. Présent essentiellement (sur Terre) sous forme d'eau deutérée HDO (eau demi-lourde).
  • le tritium (3H ou T) ; Constitué d’un proton et de deux neutrons, il n'est présent qu'en infime quantité (un atome de tritium pour 1018 atomes d’hydrogène). Instable, c'est le seul isotope radioactif de l’hydrogène, dont il possède semble-t-il les mêmes propriétés chimiques et physiques si ce n'est qu'il se transforme en 3He par émission d'un électron (radioactivité β). 2H et 3H peuvent participer à des réactions de fusion nucléaire
    Sa radiotoxicité est réputée très faible lorsqu'il est présent sous forme HTO (eau tritiée), elle est moins connue et à ce jour moins bien comprise lorsqu'elle est émise par une forme organique (les études présentent des résultats contradictoires ou très variables selon leurs protocoles expérimentaux)[14]. Dans l’environnement, le tritium peut prendre la place de l’hydrogène dans toutes les molécules où il est présent, y compris dans les molécules « biologiques » et jusque dans l'ADN où il peut être cause de cassure de l'ADN, de mutations ou d'apoptoses cellulaires. Le tritium est un élément rare ce qui explique une concentration de l'eau ou des tissus généralement très faible (hors contaminations accidentelles liées à une source anthropique de tritium).
  • le quadrium ou le tétradium (4H ou Q) est l'isotope le plus instable de l'hydrogène, à émission de neutron[15]. Sa demi-vie est ultracourte : 1,39 × 10−22 secondes[16].
  • l'hydrogène 7, l'isotope le plus riche en neutrons jamais observé. Sa demi-vie est de l'ordre de 10−21 secondes[17].

Mécanique quantique[modifier | modifier le code]

L'atome d'hydrogène est l'atome le plus simple qui existe. C'est donc celui pour lequel la résolution de l'équation de Schrödinger, en mécanique quantique, est la plus simple. L'étude de ce cas est fondamentale, puisqu'il a permis d'expliquer les différentes liaisons chimiques, avec la théorie des orbitales moléculaires et la théorie VSEPR.

Article détaillé : Atome d'hydrogène.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a et b (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)
  2. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  3. IUPAC Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights donne: min: 1,00784 max: 1,00811 moy: 1,007975 ± 0,000135
  4. (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,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  5. Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie, Cours, QCM et applications, Dunod,‎ 8 juillet 2004, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355)
  6. "Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions," in CRC Handbook of Chemistry and Physics, 91st Edition (Internet Version 2011), W. M. Haynes, ed., CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL., p. 10-203
  7. On trouve aussi 332 mb aux neutrons thermiques
  8. a et b p.6 Reginald H. Garrett, Charles M. Grisham, B. Lubochinsky, Biochimie, De Boeck Université,‎ 2000, 1292 p. (ISBN 2744500208)
  9. Correspondence and General A-I DEWAR/Box D I
  10. James Dewar, « Sur la solidification de l'hydrogène », Annales de Chimie et de Physique, vol. 18,‎ 1899, p. 145–150 (lire en ligne)
  11. 1972 - Melting Characteristics and Bulk Thermophysical Properties of Solid Hydrogen
  12. Ashcroft N.W., (en) The hydrogen liquids. J.Phys. A 12, A129-137 (2000).
  13. Bonev, S.A., Schwegler, E., Ogitsu, T., and Galli, G., (en) A quantum fluid of metallic hydrogen suggested by first principles calculations. Nature 431, 669 (2004).
  14. Fiche radiotoxicologique « tritium » du CEA, version 12-2005, rédigée par Annabelle Comte
  15. Hydrogen-4 and Hydrogen-5 from t+t and t+d transfer reactions studied with a 57.5-MeV triton beam, G. M. Ter-Akopian et al., Nuclear Physics in the 21st Century: International Nuclear Physics Conference INPC 2001, American Institute of Physics Conference Proceedings 610, pp. 920-924, DOI:10.1063/1.1470062.
  16. p. 27, The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties, G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, and A. H. Wapstra, Nuclear Physics A 729 (2003), pp. 3 ;128.
  17. [PDF] Communiqué de presse Découverte de l'hydrogène 7, le système nucléaire le plus exotique jamais observé. – 19 novembre 2007

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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Liens externes[modifier | modifier le code]

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