Idrogeno

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Idrogeno
Aspetto
Aspetto dell'elemento
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico idrogeno, H, 1
Serie non metalli
Gruppo, periodo, blocco 1 (IA), 1, s
Densità 0,0899 kg/m³
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 1,00794 u.m.a.
Raggio atomico (calc.) 53 pm
Raggio covalente 37 pm
Raggio di van der Waals 120 pm
Configurazione elettronica 1s1
e per livello energetico 1
Stati di ossidazione 1 (anfotero)
Struttura cristallina esagonale
Proprietà fisiche
Stato della materia gassoso
Punto di fusione 14,025 K, (−259,13 °C)
Punto di ebollizione 20,268 K, (−252,88 °C)
Punto critico −241,14 °C a 1,293 MPa
Volume molare 11,42 × 10−3  m³/mol
Entalpia di vaporizzazione 0,44936 kJ/mol
Calore di fusione 0,05868 kJ/mol
Tensione di vapore 209 Pa a 23 K
Velocità del suono 1270 m/s a 298,15 K
Altre proprietà
Numero CAS 1333-74-0
Elettronegatività 2,2 (Scala di Pauling)
Calore specifico 14304 J/(kg K)
Conducibilità termica 0,1815 W/(m K)
Energia di prima ionizzazione 1312,06 kJ/mol
Isotopi più stabili
Per approfondire vedi la voce Isotopi dell'idrogeno.
iso NA TD DM DE DP
1H (Prozio[1]) 99,985% È stabile con 0 neutroni
2H (Deuterio) 0,015% È stabile con 1 neutrone
3H (Trizio) sintetico 12,33 anni β 0,019 3He
4H sintetico (1,39 ± 0,10)10−22 s n 2,910 3H
4He+raggi gamma
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

L'idrogeno (dal greco ὕδωρ, hýdor, «acqua»; la radice γεν-, ghen-, significa «generare»[2], quindi «generatore d'acqua») è il primo elemento chimico della tavola periodica degli elementi, ha come simbolo H e come numero atomico 1.

Allo stato elementare esiste sotto forma di molecola biatomica, H2, che a pressione atmosferica e a temperatura ambiente (298 K) è un gas incolore, inodore, altamente infiammabile.[3].[4] L'idrogeno è l'elemento più leggero e più abbondante di tutto l'universo osservabile. È presente nell'acqua (11,19%) e in tutti i composti organici e organismi viventi. L'idrogeno forma composti con la maggior parte degli elementi, spesso anche per sintesi diretta.

Le stelle sono principalmente composte di idrogeno nello stato di plasma di cui 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 questo elemento è usato nella produzione di ammoniaca, nell'idrogenazione degli oli vegetali, in aeronautica (in passato nei dirigibili), come combustibile alternativo e, di recente, come riserva di energia nelle pile a combustibile.[5] Inoltre è occluso in alcune rocce, come il granito.

Cenni storici[modifica | modifica sorgente]

L'idrogeno biatomico gassoso H2 fu descritto formalmente per la prima volta da T. Von Hohenheim (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 ed acidi diluiti, e che generava H2.

Apparato ideato da Cavendish per la produzione di diidrogeno in laboratorio (Philosophical Transactions, 1766).

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 era un componente liberato dal mercurio e non dall'acido, ma fu capace di descrivere con precisione molte proprietà fondamentali dell'idrogeno e della sua molecola biatomica diidrogeno. Tradizionalmente, si considera Cavendish come lo scopritore dell'idrogeno.
Nel 1783, Antoine Lavoisier assegnò all'elemento il nome di idrogeno (in francese Hydrogène, in greco ὕδωρ, ὕδᾰτος, "acqua" e γένος-ου, "generatore") quando provò (insieme a Laplace) la scoperta di Cavendish che la combustione del diidrogeno generava acqua.

Primi utilizzi[modifica | modifica sorgente]

Il diidrogeno è altamente infiammabile all'aria. Il disastro dell'Hindenburg, il 6 maggio del 1937, fu dovuto anche a questa sua caratteristica.

Uno dei primi usi che si fece dell'idrogeno fu come gas di riempimento per aerostato e, successivamente, per altri tipi di aeronavi. La famosa tragedia del dirigibile Hindenburg si pensa non sia stata dovuta all'idrogeno con cui era stato riempito, infatti gli ingegneri avevano 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 metallico.

Caratteristiche[modifica | modifica sorgente]

L'idrogeno è l'elemento chimico più leggero. Il suo isotopo più comune (prozio) consiste di un singolo protone e di un elettrone. In condizioni normali di pressione e temperatura l'idrogeno forma un gas biatomico H2, con un punto di ebollizione di soli 20,27 K e un punto di fusione di 14,02 K.

Sottoposte a pressioni eccezionalmente alte, come quelle che si trovano al centro dei giganti gassosi (Giove ad esempio), le molecole perdono la loro identità e l'idrogeno diventa un metallo liquido (idrogeno metallico). Al contrario, in condizioni di pressione estremamente bassa, le molecole H2 possono subire dissociazione e se sottoposte a radiazione di opportuna frequenza, gli atomi individuali possono sopravvivere per un tempo sufficiente per esser rilevati. Nubi di H2 si formano e sono associate con la nascita delle stelle.

Questo elemento gioca un ruolo vitale nel fornire energia all'universo, attraverso processi di fusione nucleare. Enormi quantità di energia vengono rilasciate sotto forma di radiazioni elettromagnetiche nel momento in cui avviene la combinazione di due nuclei di idrogeno (deuterio oppure prozio e trizio) in uno di elio.

Essendo il prozio (v. isotopi) il più semplice elemento chimico, è stato studiato dalla meccanica quantistica in maniera approfondita, vedi ad esempio l'articolo sull'energia degli stati stazionari dell'atomo di idrogeno.

Le caratteristiche di solubilità e adsorbimento dell'idrogeno con vari metalli sono molto importanti nella metallurgia (alcuni metalli possono essere indeboliti dall'idrogeno) e nello sviluppo di forme sicure di immagazzinamento per un utilizzo come combustibile. L'idrogeno è altamente solubile in molti composti formati da lantanoidi e metalli del blocco d[6], e può sciogliersi nei metalli cristallini ed in quelli amorfi[7]. La solubilità dell'idrogeno nei metalli è influenzata dalle distorsioni locali e dalle impurezze del reticolo cristallino del metallo.[8].

Isotopi[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi Isotopi dell'idrogeno.

Il più comune isotopo dell'idrogeno (prozio) non ha neutroni, ne esistono però altri due: il deuterio con un neutrone, e il trizio (radioattivo) con due. I due isotopi stabili sono il prozio (1H) e il deuterio (²H, D). L'idrogeno è l'unico elemento a cui si attribuiscono nomi differenti per alcuni dei suoi isotopi.

Sono stati osservati anche gli isotopi 4H, 5H e 6H, ma sono tanto instabili che, al momento, non si è neppure riusciti a stimare l'ordine di grandezza dei loro tempi di dimezzamento.

Gli isotopi dell'idrogeno più diffusi; da sinistra a destra: prozio, deuterio e trizio.

Diidrogeno[modifica | modifica sorgente]

Idrogeno
Dihydrogen-2D-dimensions.png
Dihydrogen-LUMO-phase-3D-balls.png
Nome IUPAC
diidrogeno
Nomi alternativi
o-idrogeno
p-idrogeno
idrogeno molecolare
UN 1049
UN 1966
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare H2
Massa molecolare (u) 2,01588
Aspetto gas incolore
Numero CAS [1333-74-0]
Numero EINECS 215-605-7
Proprietà chimico-fisiche
Solubilità in acqua 1,96 mg/L
Punto critico −239.96 °C / 1315 kPa abs
Tensione di vapore (Pa) a K 0,07
Proprietà termochimiche
C0p,m(J·K−1mol−1) 14.266
Indicazioni di sicurezza
Limiti di esplosione 4%-76%
Temperatura di autoignizione 773,15-844,15 (500-571 °C)
Simboli di rischio chimico
estremamente infiammabile gas compresso

pericolo

Frasi H 220 - 280
Consigli P 210 - 377 - 381 - 403 [9]

Il diidrogeno[10] ha formula H2. La sua molecola è quindi costituita da due atomi di idrogeno. In condizioni normali si presenta come un gas infiammabile, incolore ed inodore. Nell'uso comune viene chiamato anch'esso semplicemente ed erroneamente idrogeno. Per non generare confusione e fraintendimenti, le corrette nomenclature di H2 sono: idrogeno molecolare, idrogeno biatomico, idrogeno diatomico, diidrogeno.

Si ottiene in laboratorio mediante reazione di acidi con metalli come lo zinco 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.

Ortoidrogeno e paraidrogeno[modifica | modifica sorgente]

Rappresentazione dell'ortoidrogeno (a sinistra) e del paraidrogeno (a destra).

In condizioni normali il diidrogeno è una miscela di due diversi tipi di molecole, che differiscono a seconda che gli spin dei due nuclei atomici siano tra loro paralleli o antiparalleli. Queste due forme sono rispettivamente conosciute come orto-idrogeno e para-idrogeno. In condizioni standard, il rapporto tra orto e para è di circa 3 a 1 e la conversione di una forma nell'altra è talmente lenta da non avvenire in assenza di un catalizzatore. Le due forme differiscono a livello energetico, il che provoca piccole differenze nelle loro proprietà fisiche. Ad esempio, i punti di fusione ed ebollizione del paraidrogeno sono all'incirca 0,1 K più bassi dell'ortoidrogeno.

L'esistenza di queste due forme pone un inconveniente nella produzione industriale di diidrogeno liquido: quando viene liquefatto, il diidrogeno è generalmente una miscela para:orto circa 25:75; lasciato a sé, nell'arco di un mese la miscela si arricchisce della forma para, che diventa il 90%; questa conversione libera calore che fa evaporare gran parte del diidrogeno, che viene perso. Per ovviare a ciò, la liquefazione del diidrogeno viene condotta in presenza di un catalizzatore a base di ossido di ferro; in questo modo il diidrogeno liquido ottenuto è composto per oltre il 99% dalla forma para.

Combustione[modifica | modifica sorgente]

Il diidrogeno è altamente infiammabile e brucia in aria a concentrazioni dal 4 al 75% (parti di diidrogeno su 100 parti d'aria) e in atmosfera di cloro dal 5 al 95%.

Le miscele di diidrogeno detonano molto facilmente a seguito di semplici scintille o, se in alta concentrazione di reagenti, anche solo per mezzo della luce solare in quanto il gas reagisce violentemente e spontaneamente con qualsiasi sostanza ossidante.
La temperatura di autoignizione del diidrogeno in aria (21% di O2) è di 500 °C circa.

L'entalpia della combustione del diidrogeno è –286 kJ/mol, e la reazione di combustione in aria è la seguente:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ/mol

Quando si mescola con il diossigeno in un ampio intervallo di proporzioni, il diidrogeno esplode. All'aria il diidrogeno arde violentemente. Le fiamme di diossigeno e diidrogeno puro sono invisibili all'occhio umano (come si può notare dall'immagine). Per questo motivo, è difficile identificare visivamente se una fuga di diidrogeno sta bruciando. Le fiamme visibili nella fotografia dell'incidente al dirigibile Hindenburg sono dovute alla combustione del diidrogeno insieme ai materiali di rivestimento dell'aeronave, che contenevano carbonio e polveri piroforiche di alluminio, così come altri materiali infiammabili[11]. Indipendentemente dalle cause di questo incendio, è chiaro che si produsse l'innesco del diidrogeno, dal momento che in assenza di questo gas il rivestimento di copertura del dirigibile avrebbe impiegato delle ore a bruciare[12]. Altra caratteristica dei fuochi alimentati dal diidrogeno è che le fiamme tendono a salire rapidamente con il gas attraverso l'aria (come si può vedere nella fotografia dell'incidente all'Hindeburg), causando danni minori dei fuochi alimentati da idrocarburi. Infatti i due terzi dei passeggeri del dirigibile sopravvissero all'incendio, e molti morirono per la caduta dall'alto o per l'incendio della benzina[13].

L'H2 reagisce direttamente con altri elementi ossidanti. Può produrre una reazione spontanea e violenta a temperatura ambiente in presenza di cloro o fluoro, con la formazione dei corrispondenti alogenuri di idrogeno: cloruro di idrogeno e fluoruro di idrogeno.

Disponibilità[modifica | modifica sorgente]

La regione R136 nella NGC 2070. Le dispersioni di colore rosso sono le molecole di idrogeno.

L'idrogeno è l'elemento più abbondante dell'universo, forma fino al 75% della materia, in base alla massa, e più del 90%, in base al numero di atomi. Questo elemento si trova principalmente nelle stelle e nei giganti gassosi. Relativamente alla sua abbondanza generale, l'idrogeno è molto raro nell'atmosfera terrestre (1 ppm) e praticamente inesistente come H2 sulla superficie e nel sottosuolo. Giove e Saturno sono composti da circa l'80 % di idrogeno, il Sole dal 90%.

Sulla Terra invece solo l'1 % dei gas è idrogeno. La fonte più comune di questo elemento è l'acqua, che è composta da due atomi di idrogeno e uno di ossigeno (H2O). Altre fonti sono: la maggior parte della materia organica (che comprende tutte le forme di vita conosciute), i combustibili fossili e il gas naturale. Il metano (CH4), che è un sottoprodotto della decomposizione organica, sta diventando una fonte di idrogeno sempre più importante.

Produzione[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi Produzione di idrogeno.

L'H2 si ottiene in laboratori di chimica e di biologia, spesso come sottoprodotto di altre reazioni; nell'industria si ottiene per deidrogenazione di substrati saturi; in natura è utilizzato come mezzo per espellere equivalenti riduttivi nelle reazioni biochimiche.

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

Impiego come reagente[modifica | modifica sorgente]

Nell'industria chimica e petrolchimica si richiedono grandi quantità di H2. L'applicazione principale dell'H2 avviene nel processo di raffinazione dei combustibili fossili e nella sintesi dell'ammoniaca (processo Haber-Bosch). I processi fondamentali che consumano H2 in un impianto petrolchimico sono l'idrodealchilazione, l'idrodesolforazione e l'idrocraking[14].

L'H2 è utilizzato anche come agente idrogenante, particolarmente per aumentare il grado di saturazione dei grassi e degli oli insaturi (per ottenere prodotti come la margarina), e per la produzione del metanolo. Viene utilizzato anche nella sintesi dell'acido cloridrico e per realizzare l'idrogenolisi.

Composti dell'idrogeno[modifica | modifica sorgente]

L'idrogeno si combina con la maggior parte degli elementi. Con una elettronegatività pari a 2,1, forma composti dove può essere la componente più non-metallica o più metallica. I primi vengono chiamati idruri, nei quali l'idrogeno esiste o come ione H o insinuandosi nel reticolo cristallino dei metalli dando luogo a quelli che vengono chiamati idruri interstiziali (come nell'idruro di palladio). Nel secondo caso l'idrogeno tende a essere covalente, in quanto lo ione H+ non è altro che un semplice nucleo e ha una forte tendenza ad attirare elettroni.

Il diidrogeno H2 si combina con il diossigeno O2 formando acqua (H2O) liberando molta energia in questo processo (si ha un calore di reazione pari a circa 136.800 calorie).[3] L'ossido di deuterio è meglio noto come acqua pesante. L'idrogeno forma un vasto numero di composti con il carbonio. A causa della loro associazione con gli esseri viventi, questi composti sono chiamati "organici", e gli studi relativi alle loro proprietà formano la chimica organica.

L'idrogeno come vettore energetico[modifica | modifica sorgente]

Dall'immagine si nota la differenza tra la fiamma del diidrogeno premescolato al diossigeno in rapporto stechiometrico (gas di brown, quasi invisibile nei motori della navetta) e la fiamma dovuta alla combustione di perclorato d'ammonio e nanoparticelle d'alluminio (boosters laterali).
Prototipo di veicolo alimentato ad idrogeno.

Si parla molto dell'idrogeno come possibile fonte di energia per l'autotrazione. L'uso del H2 avrebbe il vantaggio di utilizzare le fonti fossili per ottenere direttamente il gas (a partire dal metano, per esempio). L'H2 usato poi come combustibile nei mezzi di trasporto, reagendo con O2, produrrebbe come unico prodotto di scarto l'acqua, eliminando completamente le emissioni di CO2 ed i problemi climatico-ambientali ad esse associate.

Utilizzare il diidrogeno come combustibile presenta diversi vantaggi. Brucia all'aria quando la sua concentrazione è compresa tra il 4 ed il 75% del suo volume, mentre il gas naturale brucia a concentrazioni comprese tra il 5,4 ed il 15%. La temperatura di combustione spontanea è di 585 °C, mentre quella del gas naturale è di 540 °C. Il gas naturale esplode a concentrazioni comprese tra il 6.3 ed il 14%, mentre il diidrogeno richiede concentrazioni dal 13 al 64%. L'unico svantaggio sarebbe nella densità di energia del diidrogeno liquido o gassoso (a pressione utilizzabile) che è significativamente inferiore rispetto ai tradizionali combustibili e quindi necessita di essere compresso a pressioni più elevate in fase di stoccaggio.

Stante l'attuale sviluppo tecnologico, l'idrogeno può essere effettivamente utilizzato a fini energetici come combustibile nei motori a combustione interna utilizzati su alcuni prototipi di auto. Le pile a combustibile, attualmente in via di sviluppo, sono poi un modo alternativo per ottenere energia sotto forma di elettricità dall'ossidazione dell'idrogeno senza passare dalla combustione diretta ottenendo una maggiore efficienza in un futuro in cui la produzione di idrogeno potrebbe avvenire da fonti rinnovabili e non più combustibili fossili. Secondo i sostenitori della cosiddetta economia all'idrogeno queste due tecnologie ad idrogeno, oltre a risolvere il problema energetico, sarebbero quindi anche in grado di offrire un'alternativa pulita agli attuali motori a combustione interna alimentati da fonti fossili.

Il problema vero, sollevato da più parti, è però a monte: l'idrogeno atomico e molecolare è assai scarso in natura ovvero l'elemento in sé si trova combinato assieme ad altri elementi in vari composti sulla crosta terrestre; esso dunque non è una fonte primaria di energia come lo sono gas naturale, petrolio e carbone, in quanto deve essere prodotto artificialmente spendendo energia a partire da fonti energetiche primarie. Esso sarebbe quindi impiegabile unicamente come vettore energetico cioè come mezzo per immagazzinare e trasportare l'energia disponibile ove occorra, mentre il ciclo di produzione/utilizzo sarebbe comunque inefficiente dal punto di vista termodinamico poiché la sua produzione richiederebbe in genere un'energia maggiore di quella che poi si renderebbe disponibile attraverso la sua 'combustione'. La molecola d'acqua è infatti più stabile e quindi meno energetica del diossigeno O2 e del diidrogeno H2 separati e segue la legge secondo la quale i processi "naturali" portano un sistema da un'energia più alta ad una più bassa tramite una trasformazione. Per le leggi della termodinamica l'estrazione di idrogeno dall'acqua non può avvenire dunque come reazione inversa a costo zero, cioè senza spendere lavoro. Qualsiasi metodo di estrazione comporta quindi un costo che è pari all'energia liberata successivamente dalla combustione dell'idrogeno sotto forma di diidrogeno se a tal fine si utilizza l'esatto processo inverso, ed in realtà in tal caso anche maggiore perché non esiste alcuna macchina con rendimento pari al 100% durante il processo di estrazione. In altri termini la produzione di idrogeno sotto forma di diidrogeno attraverso il metodo più semplice, ovvero l'elettrolisi dell'acqua, e il successivo utilizzo dell'idrogeno sotto forma di diidrogeno nella reazione inversa con O2 nelle pile a combustibile non solo non porta ad alcun guadagno energetico, ma anzi, per quanto detto sopra, il guadagno netto energetico sarebbe negativo cioè ci sarebbe una perdita dovuta alle dissipazioni in calore. L'unico modo di usare in maniera efficiente l'idrogeno come fonte di energia sarebbe ottenerlo come bioidrogeno a spese di alghe e batteri.

Attualmente il diidrogeno ottenuto da fonti solari, biologiche o elettriche ha un costo di produzione, in termini energetici, molto più elevato di quello della sua combustione per ottenere energia. H2 può essere ottenuto con un guadagno netto di energia a partire da fonti fossili, come il metano (le reazioni di sintesi sono infatti diverse da quelle di combustione), però si tratta di fonti energetiche non rinnovabili cioè destinate comunque ad esaurirsi nel tempo ed in più con emissioni dirette di CO2.

Infine i costi per la realizzazione delle infrastrutture necessarie per effettuare una completa conversione ad un'economia dell'idrogeno sarebbero sostanzialmente elevati[15].

Un altro modo in cui l'idrogeno potrebbe venire utilizzato efficacemente come fonte di energia, a prescindere da qualunque processo di produzione, è quello della fusione nucleare ovvero in un impianto termonucleare con un ipotetico reattore nucleare a fusione alimentato da deuterio o trizio, una tecnologia che attualmente è ancora in via di sviluppo nel reattore sperimentale ITER e che potenzialmente potrebbe risolvere i problemi energetici mondiali poiché in tale reazione nucleare piccole quantità di idrogeno producono enormi quantità di energia: l'energia del Sole proviene infatti dalla fusione nucleare dell'idrogeno; si tratta tuttavia di un processo tecnologicamente complicato da gestire sulla Terra e tuttora oggetto di intensa ricerca.

Attualmente, ricapitolando, esistono quattro forme di utilizzazione dell'idrogeno per la produzione di energia:

  • Combinando chimicamente H2 con O2 dell'aria attraverso bruciatori convenzionali e con processi catalitici, come avviene nei motori a combustione interna, permettendo anche un'ampia applicazione nell'ambito domestico.
  • Combinando elettrochimicamente H2 con O2 senza la generazione di fiamme per produrre direttamente elettricità in un reattore conosciuto con il nome di cella (o pila) a combustibile.
  • Unendo i nuclei di idrogeno in un reattore denominato Tokamak, durante il processo conosciuto con il nome di fusione nucleare.
  • Combinando chimicamente H2 con O2 in un mezzo acquoso in una caldaia non convenzionale per produrre vapore motrice, nel ciclo conosciuto come Chan K'iin[16].

Altri problemi rilevanti che si hanno con H2 sono il suo stoccaggio ed il trasporto. Il trasporto può avvenire in bombole di gas compresso, liquefatto oppure attraverso reti dedicate come avviene attualmente per il metano. Si può avere stoccaggio sotto pressione in bombole da 200 bar fino a 700 bar (ancora in via di omologazione) in forma liquida richiede invece temperature di -253 °C in bombole perfettamente isolate. Un'altra forma di stoccaggio consiste nella reazione chimica reversibile con diverse sostanze formando idruri metallici, oppure allo stato liquido sotto forma di ammoniaca NH3 alla temperatura di -33,4 °C.

Altri impieghi[modifica | modifica sorgente]

Sonda meteorologica riempita con diidrogeno.
  • Nelle saldature e come agente riducente dei minerali metallici.
  • Nella propulsione aeronautica e spaziale come combustibile per razzi e vettori spaziali (allo stato liquido).
  • Come refrigerante nei generatori delle centrali elettriche, visto che è il gas che ha la maggiore conduttività termica.
  • L'idrogeno liquido è usato nella ricerca criogenica, che comprende gli studi sulla superconduttività.
  • La temperatura di equilibrio del punto triplo dell'idrogeno è un punto fisso definito nella scala delle temperature ITS-90.
  • Lo spin della molecola di idrogeno può essere allineato omogeneamente mediante onde di radiofrequenza. Questa proprietà è la base per la risonanza magnetica nucleare, attraverso un dispositivo radiografico in grado di ottenere immagini e di raccogliere informazioni in funzione della differente velocità di recupero dello spin originale delle molecole di idrogeno (presenti nell'acqua) nei tessuti di un essere vivente.
  • Il deuterio è usato nelle applicazioni nucleari come moderatore per rallentare i neutroni; i composti di deuterio sono usati in chimica e biologia, soprattutto nelle ricerche nel campo degli effetti isotopici.
  • Il trizio (3H) viene prodotto nei reattori nucleari ed è impiegato nella produzione delle bombe a idrogeno, come radiomarcatore nelle scienze biologiche e in cinetica chimica, e come fonte di radiazioni nelle vernici luminescenti.
  • Una conseguenza di solito negativa, ma a volte desiderata, dell'idrogeno è la sua azione infragilizzante sui metalli. Esso, a causa delle sue dimensioni atomiche ridotte, si fissa sugli atomi di ferro all'interno degli spazi interstiziali del reticolo molecolare e contribuisce a ridurre di molto il valore di γs (energia di creazione di un'interfaccia), favorendo la rottura di un pezzo per fatica statica.
  • Essendo quasi quindici volte più leggero dell'aria, venne impiegato come agente per sollevare palloni aerostatici e dirigibili. Dopo il disastro del 6 maggio 1937 del dirigibile LZ 129 Hindenburg (riempito di idrogeno), che provocò la morte di 35 passeggeri, l'opinione pubblica si convinse che il gas fosse troppo pericoloso per continuare a usarlo in questo campo. Si preferisce utilizzare elio per il riempimento dei dirigibili (anche se è più pesante dell'idrogeno e quindi fornisce una minore spinta ascensionale), in quanto, a differenza dell'idrogeno, l'elio è un gas inerte e quindi non brucia. L'idrogeno viene comunque ancora usato nei palloni aerostatici e nelle sonde meteorologiche.

Precauzioni[modifica | modifica sorgente]

Il diidrogeno, come detto, è un gas altamente infiammabile e forma con l'aria miscele esplosive (campo d'infiammabilità in aria a pressione atmosferica 4% - 74,5%). Reagisce inoltre violentemente con il cloro e il fluoro. Basta liberare una fuga di H2 a contatto con O2 per innescare una violenta esplosione oppure una fiamma invisibile e pericolosa che produce acqua in gas.

L'acqua pesante (o ossido di deuterio) D2O è tossica per molte specie. La quantità necessaria a uccidere un uomo comunque è notevole.

Citazioni letterarie[modifica | modifica sorgente]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Detto anche protio.
  2. ^ Rolla, op. cit., p. 278
  3. ^ a b Rolla, op. cit., p. 279
  4. ^ Vedere sotto alla sezione "Diidrogeno".
  5. ^ Rolla, op. cit., p. 282
  6. ^ (EN) Takeshita T.; Wallace W. E.; Craig R. S., Hydrogen solubility in 1:5 compounds between yttrium or thorium and nickel or cobalt in Inorg Chem, vol. 13, n. 9, 1974, p. 2283.
  7. ^ (EN) Kirchheim R.; Mutschele T.; Kieninger W., Hydrogen in amorphous and nanocrystalline metals in Mater. Sci. Eng., vol. 26, 1988, pp. 457-462.
  8. ^ (EN) R. Kirchheim, Hydrogen solubility and diffusivity in defective and amorphous metals in Prog. Mater. Sci., vol. 32, n. 4, 1988, pp. 262-325.
  9. ^ scheda dell'idrogeno su IFA-GESTIS
  10. ^ Neil G. Connelly, Nomenclature of inorganic chemistry - IUPAC recommendations in Nomenclature of Inorganic Chemistry, 2005, p. 49. ISBN 0-85404-438-8.
  11. ^ A. Brain, Van Vorst, WD, The Hindenburg tragedy revisited: the fatal flaw exposed in International Journal of Hydrogen Energy, vol. 24, n. 5, 1999, pp. 399-403.
  12. ^ (EN) John Dziadecki, Hindenburg Hydrogen Fire, 2005. URL consultato il 15 agosto 2009.
  13. ^ (EN) The Hindenburg Disaster, Swiss Hydrogen Association. URL consultato il 15 agosto 2009.
  14. ^ (EN) Los Alamos National Laboratory – Hydrogen. URL consultato il 15 agosto 2009.
  15. ^ (EN) Joseph Rom, The Hype about Hydrogen, Fact and Fiction in the Race to Save the Climate, New York, Island Press, 2004. ISBN 1-55963-704-8.
  16. ^ (EN) Ciclo Chan K'iin. URL consultato il 2 ottobre 2009.

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Altri progetti[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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