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HYDROGÈNE

L’hydrogène est un gaz inodore et incolore; c’est le plus léger de tous les éléments chimiques. Son numéro atomique est égal à 1. Il perd son électron unique dans ses combinaisons avec les éléments non-métalliques; il s’unit également avec les métaux pour donner des hydrures dans lesquels il peut jouer le rôle d’anion (H^-). Enfin les composés les plus nombreux et notamment tous les composés organiques hydrogénés sont des composés covalents.

L’hydrogène est probablement l’élément le plus abondant de l’univers, mais il ne représente que 0,9 p. 100 en poids de la croûte terrestre en raison de la faiblesse de l’attraction de la Terre par rapport à d’autres astres.

La concentration de l’hydrogène dans l’atmosphère jusqu’à une altitude de 80 kilomètres (troposphère et stratosphère) est sensiblement constante (10^-5); elle augmente considérablement dans l’exosphère.

Isotopes et formes allotropiques

Trois isotopes sont connus. L’hydrogène (symbole H) léger, dont le noyau est formé uniquement d’un proton, est de loin le plus répandu. Le deutérium (symbole D), dont le noyau contient également un neutron, n’existe qu’à un taux de 0,015 p. 100 dans l’hydrogène naturel. Le tritium (symbole T), dont le noyau contient un second neutron, est un isotope artificiel.

Le deutérium est obtenu à partir de l’eau lourde D²O, elle-même préparée par électrolyses successives de solutions aqueuses (l’électrolyse favorise le départ de l’hydrogène H², donc l’enrichissement en D²O). Alors que pour les éléments plus lourds les propriétés physiques des isotopes et de leurs composés sont très voisines et les propriétés chimiques indiscernables, il n’en est pas de même pour H et D grâce à un rapport des masses atomiques sensiblement égal à 2. L’eau lourde bout à 101,4 ⁰C et se solidifie à 3,8 ⁰C, sa masse volumique à 25 ⁰C est 1,1046 g 練 cm^-3 au lieu de 0,9970 g . cm^-3 pour l’eau ordinaire. La molécule de deutérium, dont l’énergie de vibration à 0 K est inférieure d’un facteur 連2 à celle de l’hydrogène, possède une énergie de dissociation de 439,5 kJ . mole^-1 à cette température, au lieu de 431,9 kJ . mole^-1 pour H². Il en résulte une plus faible réactivité chimique pour D². Ce résultat peut être étendu aux liaisons C 漣 D et C 漣 H: la bromuration de l’acétone est environ sept fois plus lente dans le premier cas que dans le second. Le deutérium est utilisé pour marquer des groupements privilégiés en spectroscopie ou en cinétique organiques et les identifier ultérieurement.

Le tritium est généralement obtenu par bombardement neutronique du ⁶Li:

Il se désintègre, avec une période relativement courte (12,4 ans), en donnant une émission 廓.

Les isotopes lourds de l’hydrogène sont les principaux constituants des réactions de fusion au sein de la bombe H:

Une réaction analogue peut être obtenue sans passage par le tritium par bombardement aux neutrons du deutériure de lithium.

Les réactions de fusion mettent en jeu des énergies considérables, mille fois supérieures environ aux réactions de fission. Mais elles ne sont possibles que lorsque les noyaux ont franchi la barrière de potentiel qui les sépare; ce franchissement exige pour le moment l’explosion préalable d’une bombe à ²³⁵U.

Les molécules d’hydrogène existent sous deux formes allotropiques: l’hydrogène ortho, dans lequel les spins des noyaux sont parallèles, et l’hydrogène para, où ils sont antiparallèles. À température élevée, la proportion d’ortho-hydrogène est de 75 p. 100, elle diminue graduellement avec la température. La transformation est totale à l’état liquide, mais elle exige un certain temps: comme elle est exothermique, elle pose des problèmes de conservation pour l’hydrogène liquide contenant un reste d’ortho-hydrogène, car elle entraîne la formation d’une phase gazeuse. Les meilleurs catalyseurs de conversion semblent être le charbon actif et l’oxyde ferrique.

Fabrication de l’hydrogène

L’hydrogène est une matière première essentielle de l’industrie chimique tant minérale qu’organique. Quatre procédés de fabrication sont utilisés.

Le plus courant est la conversion catalytique des hydrocarbures du gaz naturel: oxydation par l’eau, le dioxyde de carbone ou l’oxygène, avec formation de monoxyde de carbone et d’hydrogène, qu’il faut ensuite séparer; par exemple, à partir du méthane:

L’hydrogène est un des produits du gaz de craquage du pétrole ou du charbon. Il représente par exemple 50 p. 100 environ en volume du gaz des cokeries.

Une troisième méthode consiste à l’extraire du «gaz à l’eau» obtenu par action à 900 ⁰C de la vapeur d’eau sur le coke. Le monoxyde de carbone formé en même temps que l’hydrogène est généralement éliminé par dissolution sous pression après oxydation catalytique en dioxyde.

L’hydrogène le plus pur, mais aussi le plus coûteux, est obtenu par électrolyse d’une solution aqueuse généralement alcaline.

L’hydrogène est stocké dans le minimum de volume sous forme d’hydrure de lithium LiH; celui-ci est d’utilisation d’autant plus commode que l’action de l’eau double le volume d’hydrogène obtenu.

Propriétés physiques

La plupart des propriétés caractérisent la légèreté de l’hydrogène: densité très faible (l’air est 14,5 fois plus dense), facilité de diffusion à travers les parois métalliques, effusion à travers les pores. La faiblesse des forces de Van der Waals explique les bas points d’ébullition (20,4 K) et de fusion (14,1 K), et le comportement de gaz parfait.

Le spectre d’émission de l’hydrogène a fourni la première illustration de la théorie de Bohr, les fréquences correspondant à la formule:

dans laquelle R est la constante de Rydberg, c la vitesse de la lumière, et m et n des nombres entiers ^{[cf. SPECTROSCOPIE]}.

La distance interatomique au sein de la mo lécule H² est de 0,074 nm. L’enthalpie de dissociation (431,9 kJ 練 mole^-1) est relativement élevée: la stabilité thermique explique qu’à une pression d’un bar, un dix-millionième seulement des molécules soient dissociées à 1 000 K et 62 p. 100 à 4 000 K.

Cette stabilité thermique permet de comprendre inversement le fonctionnement du chalumeau à hydrogène atomique de Langmuir: l’hydrogène dissocié à haute température par passage dans un arc électrique se recombine en entraînant une forte élévation de température. Le procédé est utilisé commodément pour effectuer des fusions nécessitant un milieu réducteur, celles de métaux réfractaires comme le tungstène et le molybdène, par exemple.

Propriétés chimiques

L’hydrogène était déjà connu des alchimistes, qui le préparaient par action des acides sur les métaux sous le nom d’air inflammable. Cavendish fut le premier à le recueillir dans une cloche à mercure et c’est Lavoisier qui lui donna son nom.

La stabilité thermique de la molécule d’hydrogène explique sa faible réactivité à basse température. Il faut amorcer les réactions à chaud ou utiliser un catalyseur qui favorise sa dissociation.

La présence de l’unique électron sur un niveau de faible énergie (le niveau 1s à l’état fondamental) explique la valeur élevée du potentiel d’ionisation (13,6 e V) – du même ordre de grandeur que celle du krypton. La conséquence en est l’absence de composés solides contenant l’hydrogène sous forme d’ions H⁺. L’affinité faible, mais positive (67 kJ . mole^-1), limite l’existence d’ions H^- aux combinaisons avec les éléments les plus électropositifs, donc les plus faciles à ioniser. Ces remarques expliquent que, dans la plupart de ses composés chimiques, l’hydrogène possède des liaisons fortement covalentes.

Action de l’hydrogène sur les corps simples. Hydrures

Trois classes de composés très différents peuvent se former. Leur nature est liée à la position de l’élément considéré dans le tableau périodique (fig. 1).

Hydrures ioniques ou salins

Correspondant aux éléments les plus électropositifs – essentiellement les alcalins et les alcalinoterreux –, les hydrures ioniques ou salins sont caractérisés par l’ion H^-. L’électrolyse en milieu sel fondu donne en effet un dégagement d’hydrogène à l’anode. La forte polarisabilité de l’ion H^- due au petit nombre d’électrons présents explique les variations sensibles de rayon ionique (0,144 nm dans LiH et 0,154 nm dans CsH).

On obtient ces hydrures par synthèse directe entre 200 et 500 ⁰C. Leur structure électronique explique leur faible stabilité thermique: le seul qui ait une tension de dissociation inférieure à 1 bar au point de fusion est LiH (0,04 bar à 680 ⁰C).

Les hydrures alcalins possèdent une structure de type NaCl, les hydrures alcalino-terreux la structure PbCl².

L’ion H^- se comporte comme une base forte: il réagit en effet avec l’eau et l’ammoniac qui sont des acides faibles avec déplacement des ions OH^- et NH^-2 et dégagement d’hydrogène:

Certains hydrures salins – MgH², FeTiH², LaNi⁵H⁶ entre autres – peuvent servir au stockage réversible de l’hydrogène dans un système énergétique où l’hydrogène serait appelé à équilibrer production et consommation. C’est le principe de la batterie «nickel-hydrogène» utilisée dans les navettes spatiales. Celle-ci se charge sous l’influence du rayonnement solaire: l’hydrogène formé à l’électrode négative par réduction de la solution aqueuse constituant l’électrolyte est absorbé par un alliage tel que LaNi⁵, LaNi⁴Cu ou TiNiZrV avec une tension de dissociation de l’ordre de l’atmosphère; à la positive l’hydroxyde de nickel s’oxyde. L’hydrure se décompose à la décharge. L’hydrogène constitue probablement le combustible d’avenir des piles à combustibles non polluantes des véhicules terrestres.

Hydrures interstitiels

Les hydrures interstitiels se forment avec les éléments de transition. La plupart des propriétés laissent penser que l’hydrogène est à l’état d’atome non ionisé, mais ce modèle représente certainement une simplification de la réalité, qui évolue d’ailleurs d’un élément de transition à l’autre.

Tous ces hydrures ont de vastes domaines de composition: les hydrures de palladium comptent d’ailleurs parmi les premiers composés non-stœchiométriques mis en évidence (fig. 2). Pour des taux relativement faibles en hydrogène, les phases obtenues sont des solutions solides d’hydrogène dans le réseau du métal; d’autres phases plus riches en hydrogène peuvent apparaître: il y en a quatre par exemple dans le système zirconium-hydrogène. Ce sont des produits friables, noirs, bons conducteurs électriques, propriétés qui les distinguent totalement des hydrures salins.

L’hydrogénation des métaux de transition suivie de déshydrogénation permet de les préparer sous une forme très divisée, qui peut accroître sensiblement leurs propriétés catalytiques.

Hydrures covalents

Seuls les hydrures covalents les plus stables se forment par synthèse directe. Ils caractérisent les éléments les plus électronégatifs, c’est-à-dire les éléments B de la classification périodique et les éléments des périodes courtes qui s’y rattachent. La figure 2 montre que l’énergie de liaison croît avec l’électronégativité de l’élément associé. Les températures de fusion et d’ébullition suivent sensiblement la même évolution, si l’on excepte les anomalies de NH³, H²O et HF qui sont dues à la présence de liaisons hydrogène (fig. 3). La plupart des hydrures covalents sont gazeux à température ordinaire.

La combinaison de l’hydrogène avec le fluor et l’oxygène est explosive dans de larges limites de composition. Elle peut l’être également avec le chlore sous l’influence, par exemple, de radiations ultraviolettes. La synthèse de l’ammoniac:

( H⁰ est égal à 漣 92,1 kJ 練 mole^-1), s’effectue sous pression (de 200 à 1 000 bars) et à 500 ⁰C pour des raisons cinétiques, bien que des températures plus basses soient plus favorables au point de vue thermodynamique; les catalyseurs sont à base de fer. Cette réaction a une importance pratique considérable en raison de l’utilisation de l’ammoniac dans l’élaboration des engrais et comme intermédiaire dans la fabrication de l’oxyde azotique NO.

Les hydrures de bore et d’aluminium sont caractérisés par l’existence de liaisons à plusieurs centres. L’exemple type est celui du diborane B²H⁶: les atomes de bore sont liés par l’intermédiaire de deux atomes d’hydrogène, chacune des liaisons B-H-B mettant en jeu trois électrons. Le rôle particulier de ces deux hydrogènes est mis en évidence par spectrométrie infrarouge, par résonance magnétique nucléaire (R.M.N.) et par l’impossibilité de les remplacer chimiquement. Malgré l’existence de ce type assez exceptionnel de liaison, dû au fait que le bore ne possède que trois électrons périphériques au lieu de quatre pour le carbone, les hydrures de bore rappellent les hydrocarbures par le nombre élevé des composés formés, la variété des structures et la facilité des interconnections.

B²H⁶, CH⁴ et SiH⁴ sont des réducteurs énergiques qui donnent des réactions explosives (les «coups de grisou» des mines sont dus au méthane). Au sein d’une même colonne du tableau périodique, le caractère réducteur des hydrures croît avec le numéro atomique; c’est là une conséquence de leur stabilité décroissante. Leur caractère acide suit la même évolution (les pK^a sont respectivement de 16, 7, 4 et 3 pour H²O, H²S, H²Se et H²Te).

Les éléments les plus légers sont susceptibles de donner des groupements hydrogénés généralement tétracoordonnés: BH^4-, AlH^4-, NH⁴⁺. Le pouvoir réducteur sélectif de BH^4- et AlH^4- est utilisé en chimie organique (réduction des aldéhydes, des cétones, des acides carboxyliques).

Action de l’hydrogène sur les composés minéraux

L’hydrogène est susceptible de réduire les composés minéraux lorsque ceux-ci sont thermodynamiquement peu stables et peuvent conduire à un hydrure plus stable. L’hydrogène réagira ainsi avec les oxydes, les sulfures et les halogénures des éléments les moins électropositifs:

Le pouvoir réducteur de l’hydrogène vis-à-vis des oxydes dépend du taux de vapeur d’eau présente et de la température. Comme l’énergie libre de la réaction:

doit être négative:

H étant l’enthalpie de formation de l’oxyde MO, 漣 241,9 kJ celle de la vapeur d’eau et S la variation d’entropie, l’hydrogène est donc d’autant plus réactif qu’il est plus sec et que la température est plus élevée. La volatilité du métal peut permettre la réduction de l’oxyde grâce à l’accroissement de S, même lorsque cet oxyde est thermodynamiquement beaucoup plus stable que l’eau, par exemple ZnO:

Action de l’hydrogène sur les composés organiques

L’hydrogène est utilisé en synthèse organique dans les réactions les plus diverses: fixation sur les doubles liaisons, élimination d’oxygène sous forme d’eau, de chlore sous forme de gaz chlorhydrique, d’azote avec formation d’ammoniac. Ces réactions s’effectuent le plus souvent en présence de catalyseur.

L’industrie organique fait largement appel à l’hydrogène: synthèse du méthanol par action sur l’oxyde de carbone, synthèse des carburants sous pression par le procédé Fischer-Tropsch (H² + CO), synthèse des carburants et lubrifiants par hydrogénation du charbon, durcissement et désodorisation des matières grasses alimentaires, etc.

Utilisation de l’hydrogène liquide comme constituant de propergol

L’hydrogène liquide est le combustible de fusées dont les performances sont, de loin, les meilleures: le comburant étant l’oxygène liquide, l’impulsion spécifique, pour une pression de 35 bars au sein de la chambre de combustion, atteint 365 s, au lieu de 300 au maximum pour les kérosènes. Les molécules d’eau formées lors de la combustion ont une légèreté qui assure une vitesse d’éjection élevée. Les performances pourraient encore être améliorées par l’enrichissement de l’oxygène en fluor.

Mais l’utilisation de l’hydrogène pose des problèmes de mise en œuvre considérables en raison du point d’ébullition extrêmement bas, des dangers d’explosion consécutifs à des fuites, de sa faible densité (d = 0,07) exigeant des réservoirs volumineux, de son agressivité chimique, et de la lenteur de la transformation orthoparahydrogène.

L’emploi du couple H² liq. + ² liq. s’en est trouvé longtemps limité aux étages supérieurs des fusées les plus puissantes. Cette époque est ajourd’hui révolue: ce propergel permettra avec une masse de 120 tonnes (dont plus de 20 p. 100 H² liq.) le fonctionnement du principal moteur d’Ariane 5. H² liq. en assurera le refroidissement. L’hydrogène liquide est incontestablement le combustible d’avenir des fusées spatiales.

L’ion H⁺

En raison de l’énergie nécessaire à la rupture des liaisons covalentes X 漣 H et du potentiel d’ionisation élevé de l’hydrogène, l’ion H⁺ n’existe que dans les solvants polaires suffisamment ionisants et dans lesquels il comporte une forte énergie de solvatation. La solvatation est facilitée en fait par la très petite taille du proton.

Dans l’eau par exemple:

l’ionisation exigeant 1 310 kJ.

Les ions H⁺ sont essentiellement solvatés sous forme H³⁺.

L’équilibre H³⁺ 曆 H²O + H⁺ correspond à une constante de dissociation égale à 10^-1,7.

Selon la définition de Brönsted un acide est d’autant plus fort qu’il libère en solution une fraction plus importante d’ions H⁺. Le caractère acide s’exprime ainsi par le cologarithme décimal de l’activité des ions H⁺ (face=F0019 漣 log[H⁺]), qui est encore appelé le pH. Le pH d’une solution normale d’un acide fort est égal à 0, celui de l’eau pure à 25 ⁰C à 7. L’ion H³⁺ existe également à l’état solide, où il se substitue souvent au groupement ammonium NH⁴⁺, dans (NH⁴)^1-x (H³O)^x Cl⁴ par exemple.

Les ions H⁺ sont des oxydants vis-à-vis des métaux les plus électropositifs.

Le couple 2 H⁺ + 2e ^- 燎 H² est caractérisé par un potentiel normal d’oxydo-réduction E⁰ égal à:

s’il est déterminé par rapport à une électrode normale à hydrogène. Tous les systèmes pour lesquels E⁰ est nettement inférieur à cette valeur sont oxydés avec dégagement d’hydrogène. C’est le cas de tous les métaux électropositifs, qui donnent les sels correspondants en solution aqueuse. Le pH nécessaire à la réaction est d’autant plus faible que l’élément est moins électropositif (tableau).

Liaison hydrogène et liaisons à plusieurs centres

La liaison hydrogène se forme entre un groupement porteur d’un atome d’hydrogène AH et un accepteur de proton B, appartenant ou non à la même molécule s’il s’agit de composés organiques. A est un atome d’azote ou d’oxygène, B un atome d’azote, d’oxygène, de soufre ou un halogène. Bien que beaucoup moins énergétique que la liaison covalente normale, elle influence sensiblement les propriétés des liquides grâce aux associations qu’elle entraîne, elle assure la stabilité de nombreux édifices solides (la glace par exemple). C’est elle qui permet la dissociation dans l’eau des molécules covalentes hydrogénées par formation d’ions H³⁺:

Son origine est essentiellement électrostatique. La figure 4 a montre que l’atome électronégatif B se comporte comme un doublet vis-à-vis de AH qui est lui-même renforcé. Il en résulte un phénomène de type synergétique, les moments des deux doublets se renforçant mutuellement. Un tel mécanisme explique que la liaison hydrogène s’atténue lorsque décroît l’électronégativité de l’atome A.

L’hydrogène participe dans certaines molécules (composés hydrogénés du bore ou de l’aluminium en particulier) à des liaisons à plusieurs centres. C’est ainsi que dans le diborane B²H⁶ les deux atomes de bore sont liés par l’intermédiaire de deux hydrogènes, les deux liaisons à trois centres qui en résultent sont assurées par trois électrons (fig. 4b). Ce type de liaison est limité toutefois aux éléments légers: comme le montre la théorie des orbitales moléculaires les fonctions d’onde conjuguées doivent avoir des niveaux d’énergie voisins du niveau fondamental 1 s de l’hydrogène.

• 1787; de hydro- et -gène, proprt « qui produit de l'eau »

Synonymes :

Synonymes :

Synonymes :

n. m. CHIM élément (symbole H) de numéro atomique Z = 1.

— Gaz (H 2: dihydrogène) de densité 0,069.

Encycl. On connaît trois isotopes de l'hydrogène: l'hydrogène léger (98,98 % de l'hydrogène naturel), l'hydrogène lourd (ou deutérium) et le tritium. Le noyau de l'atome d'hydrogène léger (protium) est formé uniquement d'un proton. L'hydrogène est de loin l'élément le plus abondant de l'Univers. Il entre dans de nombreuses combinaisons, l'eau (H 2 O) notam., et représente la quasi-totalité de la matière interstellaire. L'hydrogène se combine avec presque tous les éléments, en donnant des hydrures; c'est un excellent réducteur. Il permet la synthèse de l'ammoniac et du chlorure d'hydrogène. Les carburants synthétiques sont obtenus par hydrogénation. L'hydrogène est utilisé dans les chalumeaux oxhydrique et à hydrogène atomique. L'hydrogène liquide sert de carburant dans les moteurs-fusées. La fusion de noyaux d'hydrogène (donc de protons) libérant une énergie considérable, la maîtrise de cette fusion permettrait de disposer d'une source d'énergie pratiquement inépuisable. Par ailleurs, la production d'hydrogène par la décomposition de l'eau à haute température pourrait fournir un combustible de choix, facile à transporter, susceptible d'être utilisé pour la fabrication directe d'électricité dans des piles à combustible.

⇒HYDROGÈNE, subst. masc.

Corps simple, gazeux, très léger, incolore et inodore, dont l'atome, le plus simple de tous, est constitué par un seul proton et un seul électron (symbole H). Je crois que l'eau sera un jour employée comme combustible, que l'hydrogène et l'oxygène, qui la constituent, utilisés isolément ou simultanément, fourniront une source de chaleur et de lumière inépuisables et d'une intensité que la houille ne saurait avoir (VERNE, Île myst., 1874, p. 318). Les deux seuls gaz que l'on emploie (...) pour gonfler les ballons sont : l'hydrogène, le gaz d'éclairage (MARCHIS, Nav. aér., 1904, p. 211) :

• L'hydrogène est partout dans l'Univers; on le trouve dans le Soleil, dans la plupart des atmosphères planétaires, dans tous les types d'étoiles, avec une abondance particulière dans les plus chaudes.

MULLER 1966.

♦ En appos. Gaz hydrogène. L'extrême légèreté du gaz hydrogène l'a fait utiliser dans l'aérostation (Ac. 1935). Le hasard m'y fit faire connaissance avec le médecin du gouverneur; je lui appris le secret du gaz hydrogène (DUMAS père, Noce et enterrement, 1826, I, 5, p. 81).

— En partic. Hydrogène carboné. Hydrogène combiné avec du carbone. Des sources de gaz hydrogène carboné accompagnent ordinairement celles de pétrole liquide (HATON DE LA GOUPILLIÈRE, Exploitation mines, 1905, p. 247). Hydrogène sulfuré. Hydrogène combiné avec du soufre. La décomposition de l'hydrogène sulfuré donne lieu aussi à des dépôts de soufre natif (LAPPARENT, Abr. géol., 1886, p. 82). Peroxyde d'hydrogène. Synon. de eau oxygénée (cf. DUVAL 1959).

REM. Hydrogénoïde, adj. Qui rappelle l'hydrogène ou en possède certaines propriétés. Atome hydrogénoïde (J. phys. et Radium, 1936, p. 19^D).

Prononc. et Orth. : []. Att. ds Ac. dep. 1835. Étymol. et Hist. 1787 (Méthode de nomenclature chimique, proposée par Guyton de Morveau, Lavoisier, Berthollet et de Fourcroy, p. 33). Composé de hydro- et de -gène. Fréq. abs. littér. : 151. Bbg. JOURJON (A.). Rem. lexicogr. R. Philol. fr. 1917-18, t. 30, pp. 46-47.

hydrogène [idʀɔʒɛn] n. m.

ÉTYM. 1787, Lavoisier-Guyton de Morveau; de hydro-, et suff. -gène, proprt « qui produit de l'eau ».

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♦ Corps simple, métalloïde (symb. H; masse at. 1,008; n^o at. 1), gaz incolore, inodore, sans saveur, le plus léger de tous les gaz (dens. 0,089 g/l; temp. de fusion −259,2 °C). || L'hydrogène, le plus abondant des éléments de l'Univers, existe sur Terre à l'état naturel comme constituant de l'eau dans les composés organiques et les êtres vivants, dans un grand nombre de substances inorganiques; l'air en contient des traces. || Préparation de l'hydrogène à partir de l'eau, des hydrocarbures.

♦ Hydrogène diatomique (ou hydrogène moléculaire H₂), hydrogène naissant ou actif (ou hydrogène atomique H). — Appos. || Ion hydrogène (H⁺). || Combinaison de l'hydrogène avec un autre corps (⇒ Hydrure), avec les métalloïdes (⇒ Hydracide), avec l'oxygène (synthèse de l'eau [⇒ Eau], réduction des oxydes [→ Réducteur]); avec l'azote (⇒ Ammoniac, hydrazine); avec le carbone (⇒ Carbure [d'hydrogène], hydrocarbure). || Antimoniure d'hydrogène (ou hydrogène antimonié). || Hydrogène phosphoré, ou acide phosphorique. ⇒ Phosphine. || Hydrogène sulfuré, ou acide sulfhydrique. || Hydrogène bicarboné. ⇒ Éthylène (cit.). — Isotopes de l'hydrogène; hydrogène lourd. ⇒ Deutérium, tritium. — Utilisation de l'hydrogène pour le gonflement des dirigeables, des ballons-sondes; pour la fabrication du gaz ammoniac synthétique, de l'essence synthétique (⇒ Hydrogénation). || Concentration en ions hydrogène (⇒ Acidité, pH). || Ion hydrogène hydraté (ou proton hydraté) : ion hydronium (H₃O⁺). || Noyau d'hydrogène. ⇒ Proton. || Liaison hydrogène. || Oxyde d'hydrogène (eau), peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée). || Hydrogène arsénié, silicié, telluré. — Hydrogène et oxygène liquides (utilisés comme propergol). || Maser, horloge atomique à hydrogène; chambre à bulles à hydrogène liquide. || Électrode à hydrogène (utilisée pour la mesure de l'acidité des solutions aqueuses et non aqueuses). || Addition d'hydrogène (⇒ Hydrogénation), soustraction d'hydrogène (⇒ Déshydrogénation).