HYDROGÈNE: HISTOIRE, STRUCTURE, PROPRIÉTÉS ET USAGES - CHIMIE - 2025

L' hydrogène est un élément chimique représenté par le symbole H. L'atome est le plus petit de tous et c'est celui qui commence le tableau périodique, peu importe où il se trouve. Il se compose d'un gaz incolore composé de molécules diatomiques H ₂ et non d'atomes H isolés; comme avec les gaz nobles He, Ne, Ar, entre autres.

De tous les éléments, c'est peut-être le plus emblématique et le plus remarquable, non seulement pour ses propriétés dans des conditions terrestres ou drastiques, mais pour son immense abondance et la variété de ses composés. L'hydrogène est un gaz, bien qu'inerte en l'absence de feu, inflammable et dangereux; tandis que l'eau, H ₂ O, est le solvant universel et à vie.

Cylindres rouges utilisés pour stocker l'hydrogène. Source: Famartin

En lui-même, l'hydrogène ne présente aucune particularité visuelle digne d'admiration, étant simplement un gaz stocké dans des cylindres ou des bouteilles rouges. Cependant, ce sont ses propriétés et sa capacité à se lier à tous les éléments qui rendent l'hydrogène spécial. Et tout cela, malgré le fait qu'il n'a qu'un seul électron de valence.

Si l'hydrogène n'était pas stocké dans ses cylindres respectifs, il s'échapperait dans l'espace tandis qu'une grande partie de celui-ci réagirait à l'ascension. Et bien qu'il ait une très faible concentration dans l'air que nous respirons, en dehors de la Terre et dans le reste de l'Univers, c'est l'élément le plus abondant, trouvé dans les étoiles et considéré comme son unité de construction.

Sur Terre, en revanche, il représente environ 10% de sa masse totale. Pour visualiser ce que cela signifie, il faut considérer que la surface de la planète est pratiquement recouverte d'océans et que l'hydrogène se trouve dans les minéraux, dans le pétrole brut et dans tout composé organique, en plus de faire partie de tous les êtres vivants.

Comme le carbone, toutes les biomolécules (glucides, protéines, enzymes, ADN, etc.) ont des atomes d'hydrogène. Par conséquent, il existe de nombreuses sources pour l'extraire ou le produire; cependant, rares sont ceux qui représentent des méthodes de production vraiment rentables.

L'histoire

Identification et nom

Bien qu'en 1671, Robert Boyle ait été témoin pour la première fois d'un gaz qui s'est formé lorsque la limaille de fer a réagi avec des acides, c'est le scientifique britannique Henry Cavendish, en 1766, qui l'a identifié comme une nouvelle substance; «l'air inflammable».

Cavendish a découvert que lorsque cet air supposé inflammable brûlait, de l'eau était générée. Sur la base de ses travaux et de ses résultats, le chimiste français Antoine Lavoisier a donné à ce gaz le nom d'hydrogène en 1783. Étymologiquement, sa signification dérive des mots grecs «hydro» et «gènes»: former de l'eau.

Electrolyse et carburant

Peu de temps après, en 1800, les scientifiques américains William Nicholson et Sir Anthony Carlisle ont découvert que l'eau peut se décomposer en hydrogène et en oxygène; ils avaient trouvé l'électrolyse de l'eau. Plus tard, en 1838, le chimiste suisse Christian Friedrich Schoenbein a introduit l'idée de profiter de la combustion de l'hydrogène pour produire de l'électricité.

La popularité de l'hydrogène était telle que même l'écrivain Jules Verne y faisait référence dans son livre The Mysterious Island (1874) comme un carburant du futur.

Isolement

En 1899, le chimiste écossais James Dewar fut le premier à isoler l'hydrogène sous forme de gaz liquéfié, étant lui-même celui qui put le refroidir suffisamment pour l'obtenir dans sa phase solide.

Deux canaux

A partir de là, l'histoire de l'hydrogène présente deux canaux. D'une part, son développement dans le domaine des carburants et des batteries; et de l'autre, la compréhension de la structure de son atome et de la manière dont il représentait l'élément qui ouvrait les portes de la physique quantique.

Structure et configuration électronique

Molécule d'hydrogène diatomique. Source: Benjah-bmm27

Les atomes d'hydrogène sont très petits et n'ont qu'un seul électron pour former des liaisons covalentes. Lorsque deux de ces atomes se rejoignent, ils donnent naissance à une molécule diatomique, H ₂; c'est de l'hydrogène moléculaire (image du haut). Chaque sphère blanche correspond à un atome H individuel et la sphère globale aux orbitales moléculaires.

Ainsi, l'hydrogène se compose en fait de très petites molécules H ₂ qui interagissent par les forces de diffusion de Londres, car elles n'ont pas de moment dipolaire parce qu'elles sont homonucléaires. Par conséquent, ils sont très «agités» et se diffusent rapidement dans l'espace car il n'y a pas de forces intermoléculaires assez fortes pour les ralentir.

La configuration électronique de l'hydrogène est simplement 1s ¹. Cette orbitale, 1s, est le produit de la résolution de la célèbre équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogène. Dans H _2, deux orbitales 1s se chevauchent pour former deux orbitales moléculaires: une liaison et l'autre anti-liaison, selon la théorie des orbitales moléculaires (TOM).

Ces orbitales permettent ou expliquent l'existence des ions H ₂ ⁺ ou H ₂ ^-; cependant, la chimie de l'hydrogène est définie dans des conditions normales par des ions H ₂ ou H ⁺ ou H ^-.

Numéros d'oxydation

A partir de la configuration électronique de l'hydrogène, 1s ¹, il est très facile de prédire ses nombres d'oxydation possibles; en gardant à l'esprit, bien sûr, que l'orbitale 2s d'énergie supérieure n'est pas disponible pour les liaisons chimiques. Ainsi, à l'état basal, l'hydrogène a un indice d'oxydation de 0, H ⁰.

S'il perd son seul électron, l'orbitale 1s reste vide et le cation ou ion hydrogène, H ⁺, se forme avec une grande mobilité dans presque tous les milieux liquides; surtout l'eau. Dans ce cas, son indice d'oxydation est +1.

Et quand le contraire se produit, c'est-à-dire gagner un électron, l'orbitale aura maintenant deux électrons et deviendra 1s ². Ensuite, le nombre d'oxydation devient -1 et correspond à l'anion hydrure, H ^-. Il est à noter que H ^- est isoélectronique à l'hélium de gaz rare, He; c'est-à-dire que les deux espèces ont le même nombre d'électrons.

En résumé, les nombres d'oxydation de l'hydrogène sont: +1, 0 et -1 et la molécule de H ₂ a pour deux atomes d'hydrogène H ⁰.

Les phases

La phase d'hydrogène préférée, au moins dans les conditions terrestres, est la phase gazeuse, pour les raisons précédemment exposées. Cependant, lorsque les températures diminuent de l'ordre de -200 ° C, ou si la pression augmente des centaines de milliers de fois celle de la pression atmosphérique, l'hydrogène peut se condenser ou cristalliser en phase liquide ou solide, respectivement.

Dans ces conditions, les molécules H ₂ peuvent être alignées de différentes manières pour définir des modèles structurels. Les forces de diffusion de Londres deviennent maintenant hautement directionnelles et par conséquent, des géométries ou symétries adoptées par des paires H ₂ apparaissent.

Par exemple, deux paires H ₂, il est égal à écrire (H ₂) ₂ définissent un carré symétrique ou asymétrique. Pendant ce temps, trois paires H ₂ ou (H ₂) ₃ définissent un hexagone, très similaire à ceux du carbone dans les cristaux de graphite. En fait, cette phase hexagonale est la phase principale ou la plus stable de l'hydrogène solide.

Mais que se passerait-il si le solide n'était pas constitué de molécules mais d'atomes H? Ensuite, nous traiterions de l'hydrogène métallique. Ces atomes H, rappelant les sphères blanches, peuvent définir à la fois une phase liquide et un solide métallique.

Propriétés

Apparence physique

L'hydrogène est un gaz incolore, inodore et insipide. Par conséquent, avoir une fuite représente un risque d'explosion.

Point d'ébullition

-253 ° C

Point de fusion

-259 ° C

Point d'éclair et stabilité

Il explose à pratiquement n'importe quelle température s'il y a une étincelle ou une source de chaleur à proximité du gaz, même la lumière du soleil peut enflammer l'hydrogène. Cependant, tant qu'il est bien stocké, il s'agit d'un gaz peu réactif.

Densité

0,082 g / L. Il est 14 fois plus léger que l'air.

Solubilité

1,62 mg / L à 21 ºC dans l'eau. Il est, d'une manière générale, insoluble dans la plupart des liquides.

La pression de vapeur

1,24 · 10 ⁶ mmHg à 25 ° C Cette valeur donne une idée de la fermeture des bouteilles d'hydrogène pour empêcher le gaz de s'échapper.

La température d'auto-inflammation

560v ° C

Electronégativité

2,20 sur l'échelle de Pauling.

Chaleur de combustion

-285,8 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation

0,90 kJ / mol.

Température de fusion

0,117 kJ / mol.

Les isotopes

L'atome d'hydrogène «normal» est le protium, ¹ H, qui représente environ 99,985% de l'hydrogène. Les deux autres isotopes de cet élément sont le deutérium ² H et le tritium ³ H. Ils diffèrent par le nombre de neutrons; le deutérium a un neutron, tandis que le tritium en a deux.

Isomères de spin

Il existe deux types d'hydrogène moléculaire, H ₂: ortho et para. Dans le premier, les deux spins (du proton) des atomes H sont orientés dans la même direction (ils sont parallèles); tandis que dans le second, les deux spins sont dans des directions opposées (ils sont antiparallèles).

L'hydrogène-para est le plus stable des deux isomères; Mais à mesure que la température augmente, le rapport ortho: para devient 3: 1, ce qui signifie que l'isomère hydrogène-ortho prédomine sur l'autre. À des températures très basses (à distance proches du zéro absolu, 20K), des échantillons d'hydrogène-para pur peuvent être obtenus.

Nomenclature

La nomenclature pour désigner l'hydrogène est l'une des plus simples; bien qu'il n'en soit pas de même pour ses composés inorganiques ou organiques. H ₂ peut être appelé par les noms suivants en plus de `` hydrogène '':

-Hydrogène moléculaire

-Dihydrogène

-Molécule d'hydrogène diatomique.

Pour l'ion H ^+, leurs noms sont proton ou ion hydrogène; et s'il est en milieu aqueux, H ₃ O ⁺, cation hydronium. Alors que l'ion H ^- est l'anion hydrure.

L'atome d'hydrogène

L'atome d'hydrogène représenté par le modèle planétaire de Bohr. Source: Pixabay.

L'atome d'hydrogène est le plus simple de tous et est normalement représenté comme dans l'image ci-dessus: un noyau avec un seul proton (pour ¹ H), entouré d'un électron qui dessine une orbite. Toutes les orbitales atomiques des autres éléments du tableau périodique ont été construites et estimées sur cet atome.

Une représentation plus fidèle à la compréhension actuelle des atomes serait celle d'une sphère dont la périphérie est définie par l'électron et le nuage probabiliste de l'électron (son orbitale 1).

Où trouver et produire

Un champ d'étoiles: source inépuisable d'hydrogène. Source: Pixabay.

L'hydrogène est, quoique peut-être à un moindre degré par rapport au carbone, l'élément chimique dont on peut dire sans doute qu'il est partout; dans l'air, faisant partie de l'eau qui remplit les mers, les océans et nos corps, dans le pétrole brut et les minéraux, ainsi que dans les composés organiques qui s'assemblent pour donner naissance à la vie.

Il suffit de parcourir n'importe quelle bibliothèque de composés pour y trouver des atomes d'hydrogène.

La question n'est pas tant de savoir combien mais comment elle est présente. Par exemple, la molécule H ₂ est tellement volatile et réactive à l'incidence de la lumière du soleil, qui est très faible dans l'atmosphère; par conséquent, il réagit pour rejoindre d'autres éléments et gagner ainsi en stabilité.

Bien que plus haut dans le cosmos, l'hydrogène se trouve principalement sous forme d'atomes neutres, H.

En fait, l'hydrogène est considéré, dans sa phase métallique et condensée, comme l'unité de construction des étoiles. Comme il en existe des quantités incommensurables et, en raison de sa robustesse et de ses dimensions colossales, ils font de cet élément le plus abondant de tout l'univers. On estime que 75% de la matière connue correspond à des atomes d'hydrogène.

Naturel

Recueillir les atomes d'hydrogène libres dans l'espace semble peu pratique et les extraire des périphéries du Soleil, ou nébuleuses, inaccessibles. Sur Terre, où ses conditions obligent cet élément à exister sous forme de H ₂, il peut être produit par des processus naturels ou géologiques.

Par exemple, l'hydrogène a son propre cycle naturel dans lequel certaines bactéries, microbes et algues peuvent le générer par des réactions photochimiques. La mise à l'échelle des processus naturels et parallèlement à ceux-ci comprend l'utilisation de bioréacteurs, où les bactéries se nourrissent d'hydrocarbures pour libérer l'hydrogène qu'ils contiennent.

Les êtres vivants sont également producteurs d'hydrogène, mais dans une moindre mesure. Si tel n'était pas le cas, il ne serait pas possible d'expliquer en quoi il constitue l'un des composants gazeux de la flatulence; qui se sont avérés excessivement inflammables.

Enfin, il convient de mentionner que dans des conditions anaérobies (sans oxygène), par exemple dans les couches souterraines, les minéraux peuvent réagir lentement avec l'eau pour produire de l'hydrogène. La réaction de Fayelita le prouve:

3Fe ₂ SiO ₄ + 2 H ₂ O → 2 Fe ₃ O ₄ + 3 SiO ₂ + 3 H ₂

Industriel

Bien que le biohydrogène soit une alternative pour générer ce gaz à l'échelle industrielle, les méthodes les plus utilisées consistent pratiquement à «éliminer» l'hydrogène des composés qui le contiennent, de sorte que ses atomes s'unissent et forment H ₂.

Les méthodes de production les moins respectueuses de l'environnement consistent à faire réagir du coke (ou du charbon de bois) avec de la vapeur surchauffée:

C (s) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

De même, le gaz naturel a été utilisé à cette fin:

CH ₄ (g) + H ₂ O (g) → CO (g) + 3H ₂ (g)

Et comme les quantités de coke ou de gaz naturel sont énormes, il est rentable de produire de l'hydrogène par l'une ou l'autre de ces deux réactions.

Une autre méthode pour obtenir de l'hydrogène consiste à appliquer une décharge électrique sur l'eau pour la décomposer en ses parties élémentaires (électrolyse):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

Dans le laboratoire

L'hydrogène moléculaire peut être préparé en petites quantités dans n'importe quel laboratoire. Pour ce faire, un métal actif doit être mis à réagir avec un acide fort, soit dans un bécher, soit dans une éprouvette. Le bouillonnement observable est un signe clair de formation d'hydrogène, représenté par l'équation générale suivante:

M (s) + nH ⁺ (aq) → M ^{n +} (aq) + H ₂ (g)

Où n est la valence du métal. Par exemple, le magnésium réagit avec H ⁺ pour produire H ₂:

Mg (s) + 2H ⁺ (aq) → Mg ²⁺ (aq) + H ₂ (g)

Réactions

Redox

Les chiffres d'oxydation offrent à eux seuls un premier aperçu de la façon dont l'hydrogène participe aux réactions chimiques. Le H _2, lorsqu'il réagit, peut rester inchangé ou se diviser en ions H ⁺ ou H ^{- en} fonction de l'espèce avec laquelle il se lie; s'ils sont plus ou moins électronégatifs que lui.

H ₂ n'est pas très réactif en raison de la force de sa liaison covalente, HH; cependant, ce n'est pas un obstacle absolu pour qu'il réagisse et forme des composés avec presque tous les éléments du tableau périodique.

Sa réaction la plus connue est celle de l'oxygène gazeux pour produire des vapeurs d'eau:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

Et telle est son affinité pour l'oxygène pour former la molécule d'eau stable, qu'il peut même réagir avec lui comme un anion O ^2- dans certains oxydes métalliques:

H ₂ (g) + CuO (s) → Cu (s) + H ₂ O (l)

L'oxyde d'argent réagit également ou est "réduit" par la même réaction:

H ₂ (g) + AgO (s) → Ag (s) + H ₂ O (l)

Ces réactions d'hydrogène correspondent au type redox. Autrement dit, réduction-oxydation. L'hydrogène s'oxyde à la fois en présence d'oxygène et des oxydes métalliques de métaux moins réactifs que lui; par exemple, le cuivre, l'argent, le tungstène, le mercure et l'or.

Absorption

Certains métaux peuvent absorber l'hydrogène gazeux pour former des hydrures métalliques, qui sont considérés comme des alliages. Par exemple, les métaux de transition tels que le palladium absorbent des quantités importantes de H2 , étant similaires aux éponges métalliques.

La même chose se produit avec les alliages métalliques plus complexes. De cette manière, l'hydrogène peut être stocké par des moyens autres que ses cylindres.

Une addition

Les molécules organiques peuvent également «absorber» l'hydrogène par différents mécanismes moléculaires et / ou interactions.

Pour les métaux, les molécules de H ₂ sont entourées d'atomes métalliques dans leurs cristaux; tandis que dans les molécules organiques, la liaison HH se rompt pour former d'autres liaisons covalentes. Dans un sens plus formel: l'hydrogène n'est pas absorbé, mais est ajouté à la structure.

L'exemple classique est l'addition de H ₂ à la double ou triple liaison d'alcènes ou d'alcynes, respectivement:

C = C + H ₂ → HCCH

C≡C + H ₂ → HC = CH

Ces réactions sont également appelées hydrogénation.

Formation d'hydrure

L'hydrogène réagit directement avec les éléments pour former une famille de composés chimiques appelés hydrures. Ils sont principalement de deux types: salins et moléculaires.

De même, il y a les hydrures métalliques, qui sont constitués des alliages métalliques déjà mentionnés lorsque ces métaux absorbent l'hydrogène gazeux; et les polymères, avec des réseaux ou chaînes de liaisons EH, où E désigne l'élément chimique.

Saline

Dans les hydrures salins, l'hydrogène participe à la liaison ionique sous forme d'anion hydrure, H ^-. Pour que cela se forme, l'élément doit nécessairement être moins électronégatif; sinon, il ne céderait pas ses électrons à l'hydrogène.

Par conséquent, les hydrures de sel ne se forment que lorsque l'hydrogène réagit avec des métaux hautement électropositifs, tels que les métaux alcalins et alcalino-terreux.

Par exemple, l'hydrogène réagit avec le sodium métallique pour produire de l'hydrure de sodium:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (s)

Ou avec du baryum pour produire de l'hydrure de baryum:

Ba (s) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

Moléculaire

Les hydrures moléculaires sont encore mieux connus que les hydrures ioniques. Ils sont également appelés halogénures d'hydrogène, HX, lorsque l'hydrogène réagit avec un halogène:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Ici, l'hydrogène participe à la liaison covalente en tant que H ⁺; puisque, les différences entre les électronégativités entre les deux atomes ne sont pas très grandes.

L'eau elle-même peut être considérée comme un hydrure d'oxygène (ou oxyde d'hydrogène) dont la réaction de formation a déjà été discutée. La réaction avec le soufre est très similaire pour donner du sulfure d'hydrogène, un gaz malodorant:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Mais de tous les hydrures moléculaires, le plus connu (et peut-être le plus difficile à synthétiser) est l'ammoniac:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Applications

Dans la section précédente, l'une des principales utilisations de l'hydrogène a déjà été abordée: comme matière première pour le développement de la synthèse, inorganique ou organique. Le contrôle de ce gaz n'a généralement pas d'autre but que de le faire réagir pour créer des composés autres que ceux dont il a été extrait.

Matière première

- C'est l'un des réactifs pour la synthèse de l'ammoniac, qui à son tour a des applications industrielles infinies, à commencer par la production d'engrais, même comme matériau pour azoter les médicaments.

- Il est destiné à réagir avec le monoxyde de carbone et ainsi produire massivement du méthanol, un réactif très important dans les biocarburants.

Agent réducteur

- C'est un réducteur de certains oxydes métalliques, c'est pourquoi il est utilisé en réduction métallurgique (déjà expliqué dans le cas du cuivre et d'autres métaux).

- Réduisez les graisses ou les huiles pour produire de la margarine.

Industrie pétrolière

Dans l'industrie pétrolière, l'hydrogène est utilisé pour «hydrotraiter» le pétrole brut dans les procédés de raffinage.

Par exemple, il cherche à fragmenter des molécules grosses et lourdes en petites molécules avec une plus grande demande sur le marché (hydrocraquage); libérer les métaux piégés dans les cages de pétroporphyrine (hydrodémétallisation); éliminer les atomes de soufre sous forme de H ₂ S (hydrodésulfuration); ou réduire les doubles liaisons pour créer des mélanges riches en paraffine.

Carburant

L'hydrogène lui-même est un excellent carburant pour les fusées ou les engins spatiaux, car de petites quantités de celui-ci, lorsqu'elles réagissent avec l'oxygène, libèrent d'énormes quantités de chaleur ou d'énergie.

À plus petite échelle, cette réaction est utilisée pour concevoir des piles ou des batteries à hydrogène. Cependant, ces cellules rencontrent les difficultés de ne pas pouvoir stocker correctement ce gaz; et le défi de devenir complètement indépendant de la combustion de combustibles fossiles.

Du côté positif, l'hydrogène utilisé comme carburant ne libère que de l'eau; au lieu de gaz qui représentent des moyens de pollution pour l'atmosphère et les écosystèmes.

Références

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