Isolé par Cavendish en 1766, l'hydrogène a été ainsi nommé parce que, en se combinant avec l'oxygène, il forme de l'eau.

Propriétés.

Cavendish a mis en évidence sa propriété d'être combustible et de détoner en présence de l'air. L'hydrogène brûle avec une flamme bleue, et son mélange avec l'oxygène est détonant au contact d'une étincelle. C'est le plus léger de tous les corps ; il est, notamment, 14 fois plus léger que l'air atmosphérique. Il traverse plus rapidement qu'aucun autre gaz les parois poreuses, et même certains métaux portés au rouge. Après l'hélium, c'est le gaz le plus difficile à liquéfier (− 253 °C).

Le noyau de l'atome d'hydrogène est constitué d'un unique proton, autour duquel gravite un unique électron. Il existe, dans la nature, deux isotopes de l'hydrogène, dont les noyaux sont plus lourds : le deutérium (1 proton et 1 neutron) et le tritium (1 proton et 2 neutrons). En solution, l'atome d'hydrogène s'ionise surtout sous la forme H⁺, c'est-à-dire sous forme de proton. C'est donc un élément à caractère nettement électropositif.

Répartition.

L'hydrogène est l'élément le plus abondant de l'Univers. C'est à partir de l'hydrogène que se forment tous les autres éléments plus lourds, dans les étoiles, lors des réactions thermonucléaires. Pour la Terre, il en va autrement. L'air atmosphérique n'en renferme qu'une petite quantité (3/10 000 en volume), et ce n'est qu'à l'état de combinaison qu'il figure dans l'eau, dans beaucoup de minéraux et dans tous les corps organiques.

Utilisations.

On prépare l'hydrogène industriellement à partir de l'eau (électrolyse) ou de mélanges gazeux qui en contiennent (gaz naturel, gaz de pétrole). L'hydrogène est devenu un gaz industriel de première importance. À l'état libre, il fut longtemps utilisé pour le gonflement des aérostats. Il est aujourd'hui employé comme matière première dans un grand nombre d'opérations chimiques, par exemple pour la synthèse de l'ammoniac. Liquide, il sert de combustible pour la propulsion des lanceurs d'engins spatiaux.