Lidrogeno (simbolo H, dal latino hydrogenium, basato a sua volta sul greco ὕδωρ, hýdor, «acqua», con la radice γεν-, ghen-, «generare»., quindi «generatore di acqua») è il primo elemento chimico della tavola periodica (numero atomico 1) e il più leggero. Con l'idrogeno iniziano sia il primo periodo del sistema periodico che il primo gruppo, e quindi anche il blocco s.
È l'elemento più abbondante dell'universo osservabile e il più semplice: il suo isotopo più comune, il prozio, è formato da un protone, che ne costituisce il nucleo, e da un elettrone.
Allo stato libero, a pressione atmosferica e temperatura ambiente (), l'idrogeno si trova sotto forma di gas biatomico di formula H2 (diidrogeno), incolore, inodore, insapore e altamente infiammabile,Vedere sotto alla sezione "Diidrogeno". con un punto di ebollizione di 20,27 K (-252,9 °C) e un punto di fusione di 14,02 K (-259,1 °C).
Allo stato legato è presente nell'acqua (11,19%) e in tutti i composti organici e organismi viventi; inoltre, è occluso in alcune rocce, come il granito, e forma composti con la maggior parte degli elementi, spesso anche per sintesi diretta.
È il principale costituente delle stelle, dove è presente nello stato di plasma e rappresenta il combustibile delle reazioni termonucleari, mentre sulla Terra è scarsamente presente allo stato libero e molecolare, e deve quindi essere prodotto per i suoi vari usi. In particolare è usato nella produzione di ammoniaca, nell'idrogenazione degli oli vegetali, in aeronautica (in passato nei dirigibili), come combustibile alternativo, e più di recente come riserva di energia nelle pile a combustibile..
Essendo il suo atomo il più semplice, è stato studiato in maniera approfondita dalla meccanica quantistica.
Storia L'idrogeno biatomico gassoso H2 fu descritto formalmente per la prima volta da Theophrastus Von Hohenheim (più conosciuto con il nome di Paracelso, 1493-1541), che lo ottenne artificialmente mescolando metalli con acidi forti. Paracelso non si rese conto che il gas infiammabile ottenuto in queste reazioni chimiche era costituito da un nuovo elemento chimico, chiamato in seguito idrogeno. Nel 1671, Robert Boyle riscoprì e descrisse la reazione che avveniva quando si mescolavano limatura di ferro e acidi diluiti, e che generava H2.
Nel 1766, Henry Cavendish fu il primo a riconoscere l'idrogeno molecolare gassoso H2 come una sostanza discreta, identificando il gas prodotto nella reazione metallo-acido come "aria infiammabile" e scoprendo che la combustione del gas generava acqua. Cavendish utilizzava in questi esperimenti acidi e mercurio e giunse erroneamente alla conclusione che il diidrogeno fosse una sostanza liberata dal mercurio e non dall'acido, ma fu capace di descrivere con precisione molte proprietà fondamentali dell'idrogeno e del diidrogeno. Tradizionalmente, si considera Cavendish come lo scopritore dell'idrogeno.
Nel 1783, Antoine Lavoisier assegnò all'elemento il nome di "idrogeno" (in francese Hydrogène, dal greco ὕδωρ, ὕδᾰτος, "acqua" e γένος-ου, "generatore") quando provò (insieme a Laplace) la scoperta di Cavendish che la combustione dell'idrogeno generava acqua.
Primi utilizzi
Uno dei primi usi che si fece dell'idrogeno fu come gas di riempimento per aerostati e successivamente per altri tipi di aeronavi. Famosa è la tragedia del dirigibile Hindenburg, che ebbe luogo nonostante gli ingegneri avessero rivestito la struttura dell'aeronave in modo da non causare scintille, dato che si conosceva l'infiammabilità del gas. Quello fu un caso particolare di impiego, dato che non era disponibile l'elio, gas quasi altrettanto leggero, ma inerte. Al tempo l'idrogeno molecolare si otteneva per la reazione dell'acido solforico con il ferro.
Isotopi
L'idrogeno è l'unico elemento ai cui isotopi più noti si attribuiscono nomi specifici: il prozio (1H), l'isotopo più comune, non ha neutroni; il deuterio (2H, o D) ha un neutrone e il trizio (3H, o T, radioattivo) due neutroni. Sono stati osservati anche gli isotopi 4H, 5H, 6H e 7H, tutti estremamente instabili e radioattivi.
Il nucleo del trizio (nuclide 3H) è più fortemente legato del suo isobaro elio-3 (3He), le energie di legame per nucleone (= energia di legame/A) sono 2,827 MeV contro 2,573 MeV e tuttavia 3H decade esotermicamente in 3He (decadimento beta), dato che la massa di 3He (3,016029 u) è un po' minore di quella di 3H (3,016049 u); la differenza di massa si ritrova come energia cinetica dell'elettrone e dell'antineutrino prodotti nel decadimento.
Il nucleo del prozio è dotato di spin ed è quindi un nucleo attivo per la tecnica della risonanza magnetica nucleare protonica (1H-RMN), una diffusissima tecnica analitica per tutti i composti contenenti idrogeno che ha anche notevole valore strutturale, grazie anche al valore 1/2 dello spin di 1H (che consente assenza di momento di quadrupolo nucleare), il quale permette di ottenere spettri ad alta risoluzione e grazie inoltre all'elevata ricettività del nucleo, che permette un'alta sensibilità della tecnica stessa. Il nucleo del deuterio ha spin 1 e anche per esso è possibile l'applicazione di questa tecnica (2H-RMN); tuttavia, dato che il valore dello spin è maggiore di 1/2, il nucleo ha momento di quadrupolo e questo fa allargare i picchi di assorbimento facendo peggiorare la risoluzione. Per il trizio, anch'esso con spin 1/2, le cose stanno in maniera molto simile al prozio (quando però si operi su composti triziati).
Diidrogeno
Allo stato libero in condizioni normali l'idrogeno si presenta come diidrogeno, una sostanza formata da molecole biatomiche (H2), che è un gas incolore, inodore, insapore, non tossico ed estremamente infiammabile. Oltre a diidrogeno, altre denominazioni corrette sono: idrogeno molecolare, idrogeno biatomico, idrogeno diatomico. Di frequente viene anche chiamato sbrigativamente, ma erroneamente, "idrogeno".
Avendo la più piccola massa molecolare, solo 2,016 grammi per mole, H2 è il più leggero dei gas. Per lo stesso motivo presenta, a parità di temperatura e pressione, la più alta velocità di effusione e, più in generale, ha altissima diffusività attraverso membrane porose.
A pressione ordinaria il diidrogeno condensa in un liquido mobile e incolore a -252,76 °C (20,39 K), la cui densità è solo 0,0708 g/mL; tale liquido può esistere stabilmente al di sotto della temperatura critica, pari a 33,18 K (-240 °C); a -259,19 °C (13,96 K) il liquido solidifica in un solido cristallino incolore avente un reticolo esagonale compatto di molecole H2.
A marcata differenza da altri gas e dall'elio in particolare, il diidrogeno si adsorbe superficialmente su diversi metalli, quali titanio, nichel, rutenio, osmio, platino e specialmente palladio; in quest'ultimo, H2 si diffonde facilmente anche al suo interno e la sua solubilità in esso, che implica anche interazioni chimiche, è molto grande, arrivando a formare una soluzione solida, metallica, che può raggiungere una concentrazione formulabile, come composto non stechiometrico, di composizione approssimativa Pd4H3. Inoltre, H2 è capace di attraversare facilmente un setto di palladio, il quale si comporta nei suoi riguardi da membrana semipermeabile, permettendo di separare il diidrogeno da altri gas eventualmente presenti in miscela e quindi di purificarlo.
Il diidrogeno ha un'elevata conducibilità termica, 0,168 W/(m×K), anche superiore a quella dell'elio [0,142 W/(m×K)] e altrettanto accade per le velocità del suono: 1320 m/s in H2 e 973 m/s in He. Entrambe queste proprietà e la citata velocità di effusione sono legate alla velocità molecolare media, che per H2 è maggiore di quella dell'He alla stessa temperatura, dato che la massa molecolare del diidrogeno è praticamente la metà di quella di He.
L'idrogeno molecolare si ottiene in laboratorio mediante reazione di acidi con metalli attivi, come lo zinco o lo stagno e, industrialmente, mediante l'elettrolisi dell'acqua, il reforming del gas naturale, la gassificazione di residui della raffinazione del petrolio. Il diidrogeno è impiegato per la produzione dell'ammoniaca, per la desolforazione dei derivati del petrolio, come combustibile alternativo e, di recente, come fonte di energia per le pile a combustibile.
Proprietà termodinamiche della molecola La molecola del diidrogeno è composta da due atomi di idrogeno tenuti insieme dal più forte (4,52 eV) e più corto (74,14 pm) legame covalente semplice tra due atomi uguali e neutri, cioè in una molecola biatomica omopolare. Questo deriva dalla condivisione dei due elettroni spaiati dei due atomi H attraverso la sovrapposizione dei due orbitali 1s di ciascun atomo H a dare un legame sigma (σ): tale sovrapposizione comporta che la densità elettronica nella regione internucleare dei due atomi uniti nella molecola H2 risulti significativamente accresciuta rispetto a quella presente nei due atomi H separati, e questo costituisce l'azione legante esercitata da tale densità elettronica verso i due nuclei. Inoltre, in questa molecola tali nuclei non sono schermati da gusci elettronici che eserciterebbero azione repulsiva, se presenti.
Per questo, H2 è una specie chimica molto stabile termodinamicamente: l'energia necessaria per la dissociazione omolitica del legame a dare due atomi di idrogeno separati, cioè:
H2 (g) → 2 H· (g)
a 25 °C e 1 atm è ΔHr° = 435,7 kJ/mol (4,516 eV); alla temperatura di 2700 °C e pressione ambiente, in condizioni di equilibrio, solo l'8% delle molecole H2 è dissociato in atomi (idrogeno atomico) e, per far sì che si raggiunga una dissociazione pressoché totale per via termica, occorre arrivare ad una temperatura di circa 6000 K, una situazione naturalmente presente sulla superficie del Sole. D'altro canto, la dissociazione eterolitica, cioè:
H2 (g) → H+ (g) + H– (g)
ha un costo energetico di gran lunga maggiore, 1.675 kJ/mol (17,36 eV); anche l'energia di ionizzazione della molecola a dare il noto ione molecolare H2+ è decisamente elevata (15,43 eV) e supera quella dell'atomo di idrogeno stesso, che comunque è elevata (13,60 eV). Questi dati sono indicativi della difficoltà per la molecola di rompere il legame o di allentarlo in qualche modo e ciò si riflette in energie di attivazione notevoli.
Reattività dell'idrogeno molecolare La dissociazione eterolitica ora vista si riferisce a molecole H2 isolate, in fase gassosa; quando tale dissociazione avviene in soluzione acquosa, il costo energetico (come energia libera) è molto minore, meno di un decimo: ΔGr° = 143,1 kJ/mol (1,483 eV). Questo, grazie al fatto che la molecola d'acqua ha natura anfiprotica, e può quindi solvatare sia i cationi che gli anioni, ed anche al fatto che l'acqua liquida ha una costante dielettrica relativa molto elevata, cosa che favorisce la dissociazione in ioni perché diminuisce le interazioni elettriche tra gli ioni, favorendo la loro separazione.
Oltre alla ovvia assenza di polarità della molecola H2, questi sono i principali presupposti che rendono l'idrogeno molecolare, in assenza di catalizzatori e di luce, scarsamente reattivo a temperatura ambiente e anche oltre. Miscelato in tali condizioni con l'ossigeno, non reagisce, a meno che non sia innescato, ad esempio da una scintilla; in tal caso, lo fa in maniera fortemente esplosiva (miscela tonante) dando luogo alla formazione di vapore acqueo con grande sviluppo di calore (ΔHr° = -241,98 kJ/mol):
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)