Wasserstoff

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Die Sonderstellung[Bearbeiten]

Ordnungszahl Z 1
Elektronenkonfiguration 1 s1
Ionisierungsenergie in eV 1306
Elektronegativität 2,2
Schmelzpunkt -259°C
Siedepunkt -253°C

Aufgrund seiner geringen Grösse nimmt Wasserstoff eine Sonderstellung innerhalb des Periodensystems ein. Die Elektronenkonfiguration ist gleich mit denen der Alkalimetalle, also wird es mit ihnen in einer Gruppe dargestellt, es besitzt aber im Gegensatz zu diesen keinen metallischen Charakter und teilt keine physikalischen Eigenschaften mit ihnen. So hat es zum Beispiel eine doppelt so hohe Ionisierungsenergie und eine größere Elektronennegativität als die Metalle der ersten Guppe.

Verliert ein Wasserstoffatom sein Elektron wird es zum Proton. In kondensierten Phasen kann man das Proton nicht isolieren, es lager sich immer an andere Teilchen an, so wie zum Beispiel an Wasser, wo es als H3O+ auftritt. Nimmt Wasserstoff ein Elektron auf, so besitzt es, ähnlich den Halogenen, Edelgaskonfiguration. Da es aber eine deutlich geringere Elektronennegativität und Elektronenaffinität als die Halogene besitzt, wird es deutlich schwerer gebildet. Deshalb können nur Metalle die stark elektropositiv/schwach elektronegativ sind Verbindungen ausbilden, die ein H- enthalten. (Beispiel: LiAlH4)


Vorkommen und Darstellung[Bearbeiten]

Etwa 2/3 des Kosmos bestehen aus Wasserstoff. Es ist damit das häufigste Element, in der Erdkruste besteht jedes sechte Atom aus Wasserstoff. Was auch nicht wunderlich ist bei der Menge an Wasser die unser Planet enthält. Und eben aus Wasser kann Wasserstoff auch dargestellt werden. Vor allem im Labormassstab werden stark elektropositive Metalle, wie Alkali- und Erdalkalimetalle, zu Wasser gegeben, Dabei entwickelt sich Wasserstoff und die Metalllauge/Metallhydroxid:

2 Na + 2H2O H2 + 2 Na+ + 2 OH-

Weiterhin kann man im Labor auch unedle Metalle mit Säuren reagieren lassen:

2 H3O+ + Zn H2 + Zn2+ + 2 H2O

Für die technische Herstellung dagegen werden als Ausgangsstoffe meist Kohlenwasserstoffe und Wasser eingesetzt. Dabei sind die wichtigsten Verfahren:

  • Steam-Reforming-Verfahren:

Dabei wird Methan bei Temperaturen von ca. 750°C und einem Druck von 40 mbar mit Wasser umgesetzt. Als Katalysator wird Nickel eingesetzt:

CH4 + H2 3 H2 + CO

Da der Nickel-Katalysator durch Schwefel vergiftet werden würde, muss sichergestellt sein dass die Edukte schwefelfrei sind.

  • Partielle Oxidation von schwerem Heizöl:

Schweres Heizöl mit der Summenformel CnH2n werden bei 1300°C und einem Druck von 30mbar ohne Katalysator mit Sauerstoff oxidiert:

2 CnH2n + n O2 2n CO + 2(n+1) H2

Da hierbei kein Katalysator verwendet wird, ist eine Entschwefelung nicht notwendig.

  • Kohlevergasung

Bei dieser Reaktion wird Wasserdampf mit Hilfe von Koks/Kohlenstoff reduziert:

C + H2O CO + H2

Das dabei erzeugte Gasgemisch wird auch Wassergas genannt. Die Erzeugung von Wassergas ist ein endothermer Prozess. Die benötigte Hitze erhält man, wenn man die Reaktion mit einer Kohleverbrennung koppelt. Lässt man die Reaktion unter Normaldruck und hohen Temperaturen ablaufen, so nennt man dies das Winkler-verfahren.


Bei allen 3 Methoden der Darstellung erfolgt anschliessend eine Aufarbeitung. Dabei reagiert CO mit Hilfe eines Katalysators und es stellt sich ein Wasserstoffgleichgewicht ein:

CO + H2O CO2 + H2

Man nennt dies auch eine Konvertierung von Kohlenstoffmonooxid, wobei das Gleichwewicht bei 1000°C auf der linken Seite liegt, unter 500°C auf der rechten Seite. Je nachdem in welchem Temperaturbereich gearbeitet wird verwendet man unterschiedliche Katalysatoren. So wird beispielsweise in der Tieftemperaturkonvertierung ein Kupferoxid, Chromoxid Gemisch als Katalysator verwendet.

Anschliessend wird Kohlenstoffdioxid aus dem Gasgemisch entfernt. Dies kann zum Beispiel durch physikalische Absorption oder durch chemische Absorption erfolgen.

  • Elektrolyse:

Des weiteren entsteht Wasserstoff als Nebenprodukt bei anderen wichtigen Reaktionen, wie zum Beispiel der Herstellung von NaOH aus Kochsalz:

Na+ + Cl- + H2O Na+ + OH- + 0,5 H2 + 0,5 Cl2

In der Weltproduktion hat elektrochemisch hergestellter Wasserstoff allerdings nur eine untergeordnete Rolle. Das meiste wird durch die Reaktion der organischen Kohlenwasserstoffe erzeugt. In der Technik wird Wasserstoff größtenteils für die Synthesen anderer Chemikalien benötigt, allerdings dient er in der Raumfahrt auch als Raketentreibstoff und in der Metallindustrie als Reduktionsmittel.


Physikalische und chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Wasserstoff ist das leichteste aller Elemente und hat dabei auch noch die größte spezifische Wärmekapazität und das größte Diffussionsvermögen. Bei sehr niedrigen Temperauren (20K) kondensiert Wasserstoff zu einer nicht leitenden Flüssigkeit, senkt man die Temperatur weiter ab (14K) kristallisiert sie mit hexagonal-dichtester Kugelpackung aus.

Es ist auch möglich einen Wasserstoff mit metallischem Charakter herzustellen, dies ist unter extremen Druckzuständen möglich. Für den Wasserstoff wurde gezeigt, dass er unter einem Druck von 2Mbar elektrische Leitfähigkeit besitzt.

In Wasser ist Wasserstoff kaum löslich, allerdings löst er sich gut in einigen Übergangsmetallen. Auf diese Weise ist es auch möglich reinsten Wasserstoff ohne Verschmutzungen und Verunreinigungen herzustellen. Dabei wird das ungereinigte Gas in Palladium gelöst. Wasserstoff kann durch das Metall herausdiffundieren, Andere Gase, die die Verunreinigungen gebildet haben können dies nicht und bleiben so zurück.

Da das Wasserstoffmolekül eine sehr hohe Dissoziationsenergie besitzt ist es bei Raumtemperatur sehr reaktionsträge, kann allerdings durch Wärme- und Strahlungszufuhr, sowie durch Katalysatoren aktiviert werden. Erst in dieser aktivierten Form ist es dem Wasserstoff möglich die Oxide schwach elektropositiver Metalle zu reduzieren. Dies kommt auch in der Knallgasreaktion zum Vorschein: Ein Gemisch aus Wasserstoff und Sauerstoff wird bei Raumtemperatur nicht reagieren. Erst wenn man den Wasserstoff aktiviert läuft die Reaktion explosionsartig ab.

H2 2 H

H + O2 OH + O

OH + H2 H2O + H

O + H2 OH + H

Kettenabbruchreaktionen laufen nur dann ab, wenn ein Teil der freiwerdenden Energie (Rekombinationsenergie) von einem weiteren Teilchen, zum Beispiel der Gefässwand, aufgenommen wird.

OH + H H2O

O + H2 H2O

Die dabei freiwerdende Wärme ist so enorm, dass die Reaktion kontrolliert in Knallgasgebläsen durchgeführt wird um Temperaturen von 3000°C zu erreichen. Das Knallgasgebläse kann so zum Schmelzen von hochschmelzenden Metallen (Wolfram) eingesetzt werden. Unter sehr hohem Druck (80.000 bar) kann Knallgas allerdings nicht mehr zur Reaktion gebracht werden. Die Chlorknallgasreaktion reagiert analog dazu.

Atomarer Wasserstoff kann dadurch hergestellt werden, dass man Wasserstoffgas unter geringem Druck mit Mikrowellen bestrahlt. Aufgrund des einzelnen Elektrons des atomaren Wasserstoffs reagiert dieser wie ein Radikal und rekombiniert sich sofort wieder zu H2. Da allerdings aufgrund des geringen Druckes kein weiterer Stosspartner da ist, der ein Teil der Rekombinationsenergie aufnimmt, zerfällt das Molekül wieder in seine atomaren Bestandteile. Man kann das Molekül aber auch mithilfe von hohen Temperaturen spalten. Dies geschieht beispielsweise im Lichtbogen wo extreme Temperaturen herrschen (3000°-6000°C). In der Langmuir-Fackel wird die Rekombinationsenergie der Wasserstoffatome genutzt um zu schweissen. Punktuell können so Temperaturen von 4000°C auf der Metalloberfläche auftreten.


Wasserstoffisotope[Bearbeiten]

In der Natur kommt Wasserstoff in Form von 3 Isotopen vor: 1H ist der "normale" Wasserstoff, auch Protium genannt. Ein Neutron dazu und man erhält 2H, auch Deuterium (D) genannt. Mit 3 Protonen das schwerste Isotop ist Tritium (T), 3H.

Tritium wird als Marker von Wasserstoffverbindungen verwendet, da es ein -Strahler ist und sich langsam in Helium umwandelt. Tritium entsteht in der Natur in den höchsten Schichten der Atmosphäre, wo Stickstoffatome mit der neutronenreichen Höhenstrahlung aufeinandertreffen:

14N + 1n 3H + 12C

Die Eigenschaften der Isotope sind aufgrund der hohen Massenunterschiede sehr unterschiedlich. # So steigt beispielsweise der Schmelzpunkt mit Zunahme der Protonen an, ebenso der Siedepunkt und die Dissoziationsenergie. Eine Besonderheit ist auch, dass sich die Isotope nicht nur in ihren physikalischen Eigenschaften unterscheiden, sondern auch in ihren chemischen. H2 ist reaktionsfähiger als die anderen Isotope. Die Reaktionen mit beispielsweise Sauerstoff funktionieren zwar noch, aber verlangsamt. Auch andere Chemikalien die ein Deuterium anstelle eines Wasserstoffs tragen reagieren langsamer.

Diese Isotopeneffekte werden dazu genutzt um Deuteriumverbindungen anzureichern und zu isolieren. Dies kann zum einen dadurch geschehen, dass sich bei der Elektrolyse von Wasser deuteriumtragende Verbindungen sich in der Flüssigkeit anreichern, da Wasserstoff schneller reduziert wird. Anschliessend kann man das angereicherte D2O durch Elektrolyse spalten und erhält D2, das durch fraktionelle Destillation noch weiter gereinigt werden kann. Deuterierte Verbindungen sind wichtig um Strukturen und Reaktionsabläufe zu klären.


Ortho- und Parawasserstoff[Bearbeiten]

Ein Wasserstoffmolekül kann in 2 verschiedenen Formen vorliegen. Jedes Atom liefert ein Elektron das einen Spin besitzt. Liegen die beiden Spins parallel, so nennt man das Molekül Orthowasserstoff, liegen die Spins antiparallel, nennt man es Parawasserstoff. Parawasserstoff ist die energieärmere Form und ist deshalb bei Temperaturen um den Nullpunkt dominant vertreten. Allerdings besteht zwischen beiden Formen ein temperaturabhängiges Gleichgewicht. Dieses Gleichgewicht kann mit Hilfe verschiedener Katalysatoren (Aktivkohle, Platin) schnell eingestellt werden. Dabei werden die Moleküle kurz gespalten und neu kombiniert. Die Spinkopplung wird dabei entsprechend der Gleichgewichtslage ausgebildet. Die dabei entstehende höchstmögliche Konzentration von o-Wasserstoff beträgt 75%. Man kann allerdings das so entstandene Gasgemisch gaschromatographisch Trennen um reines o-Wasserstoff zu erhalten. Die beiden Wasserstoffarten zeigen keine wesentliche Unterschiede in ihren chemischen Verhalten und nur geringfügige Unterschiede in den physikalischen Eigenschaften.


Kovalente Hydride[Bearbeiten]

Kovalente Hydride werden meist von den Nichtmetallen wie Kohlenstoff ( Organische Chemie) und von den Halbmetallen gebildet. Meistens sind diese Verbindungen gasförmig oder flüssig. Allerdings können auch schwach elektropositive Hauptgruppenmetalle (Zinn) flüchtige kovalente Hydride bilden. Sowohl polare als auch unpolare Bindungen können vorkommen. In Molekülen mit polarer Bindung kann was Wasserstoff dabei positiven Charakter (HCl) als auch negativen Charakter (SiH4) haben. Dabei ist ein positiver Wasserstoff zu Säurereaktionen fähig:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Er wirkt außerdem als Oxidationsmittel:

2 HCl + Zn Zn2+ + 2 Cl- + H2

Negativ geladener Wasserstoff dagegen wirkt basisch und reduzierend:

SiH4 + 2 H2O SiO2 + 4 H2


Salzartige Hydride[Bearbeiten]

Stark elektropositive Metalle, wie zum beispiel die Alkali- und Erdalkalimetalle, bilden mit Wasserstoff-Anionen Salze aus. Diese Reaktion findet bei 500-700°C statt. Dabei hat das Wasserstoff-Anion je nach Bindungspartner einen Ionenradius, der den Fluor- oder Chlor-Anionen ähnelt. Deshalb kristallisieren die Alkalihydride in der NaCl-Struktur aus. Die Erdalkalihydride dagegen in der Fluorit-Struktur.

Die Bildungsenthalpie der Alkalihydride ist wesentlich kleiner als die Bildungsenthalpie der analogen Halogenide. Das liegt daran, dass die Aufnahme eines Elektrons in ein Wasserstoffmoleküls endotherm verläuft, bei Halogenen diese Reaktion allerdings exotherm ist. Unterzieht man die salzartigen Hydride einer Schmelzelektrolyse, so bildet sich an der Anode Wasserstoff. Dies geschieht analog dem Chlor bei der Schmelzelektrolyse von Kochsalz:

2 H- H2 + 2 e-

Mit Protonendonatoren reagieren Hydridionen ebenfalls unter Bildung von Wasserstoff:

H- + H+ H2

Die salzartigen Hydride werden deshalb ausnahmslos von Wasser und Säuren zersetzt. Man kann sie als wasserziehende Substanzen bei chemischen Reaktionen verwenden, aber auch zur Produktion von Wasserstoff an abgeschiedenen Orten (Polarkreise: Zur Wetterballonbefüllung).


Metallische Hydride[Bearbeiten]

Metallische Hydride sind wie der Name schon sagt metallischer Natur. Die Übergangsmetalle reagieren dabei exotherm mit dem Wasserstoff und nehmen ihn dabei in ihr Metallgitter auf. Daraus resultiert, dass diese Hydride nicht stöchiometrisch aufgebaut sind. Die Wasserstoffatome besetzen lediglich die tetraeder- und Oktaederlücken. Wieviel Wasserstoff dabei in einem Metall gelöst ist, ist temperaturabhängig. Generell gilt jedoch, dass je höher der H2-Dampfdruck ist, und je geringer die Temperatur, desto mehr Wasserstoff kann im Metallgitter gelöst werden. Das Metall behält dabei seine metallischen Eigenschaften bei. Es ist metallischer Leiter oder Halbleiter und paramagnetisch. Aufgrund der eingeschobenen Wasserstoffmoleküle vergrössert sich jedoch der Abstand zwischen den einzelnen Kationen, was unter Umständen eine Strukturänderung mit sich bringt. Des weiteren verändern sie die Struktur der Elektronenbänder, dadurch können sich die elektrischen Eigenschaften des Metalles deutlich ändern.

Beispielsweise kann Palladium durch Wasserstoffeinlagerungen zum Supraleiter werden. Nimmt die Anzahl der aufgenommenen Wasserstoffatome doch noch einen stöchiometrishen Charakter an, so können sich auch Kristallstrukturen ausbilden (TiH2 kristallisiert in der Fluorit-Struktur aus. Allerdings gibt es für die strukturell sehr komplizierten metallischen Hydride kein einheitliches Bindungsmodell.


Komplexe Übergangsmetallhydride[Bearbeiten]

Braucht kein Mensch...