Eigenschaften
Mit Wasserstoff beginnt das periodische System der Elemente. Wasserstoff ist das leichteste unter ihnen, es hat die Ordnungszahl 1 und die relative Atommasse 1,008. Unter normalen Druck- und Temperaturbedingungen (1 atm, 23°C) ist Wasserstoff ein farb-, geschmack- und geruchloses Gas, welches aus H2-Molekülen besteht. Wegen seiner geringen molaren Masse und Unpolarität, hat Wasserstoff einen einen sehr niedrigen Schmelz- (-260°C) und Siedepunkt (-253°C). Nach Helium ist Wasserstoff am zweitschwersten zu verflüssigen. Wasserstoff ist sehr leicht entzündlich und brennt bei einem Anteil von 4-75%-vol in Luft (zum Vergleich Methan: 5,3-15%-vol). Die höchste Verbrennungstemperatur von Wasserstoff in Luft wird bei 29%-vol mit 2318°C erreicht (höchste Verbrennungstemperatur von Methan: 2148°C). In einer reinen Sauerstoffatmosphäre brennt Wasserstoff mit Temperaturen bis zu 3000°C. Die minimale Zündenergie zur Zündung eines stöchiometrischen Wasserstoff-Luft-Gemisches liegt bei 0,02 mJ (Methan: 0,29 mJ). Somit reicht bereits die Energie statischer Aufladungen beim Überspringen von Funken aus, um Erdgas zu entzünden. Die Detonationsbereiche für Wasserstoff und Methan liegen bei 13-59%-vol bzw. 6,3-14%-vol. Die Dichte flüssigen Wasserstoffs liegt bei 70,8 g/l, im festen Zustand beträgt sie 70,6 g/l. Es ist mit 0,0899 g/l das leichteste aller Gase und 14,4 mal leichter als Luft. Wegen ihrer geringen Masse bewegen sich Wasserstoffmoleküle im Gas sehr schnell, weshalb das Gas ein großes Diffusionvermögen (0,61 cm3/s) und eine relativ große Wärmeleitfähigkeit besitzt. Selbst durch stählerne Druckgasflaschen, in denen der Wasserstoff unter einem Druck von 200 bar auf eine Dichte von 18 g/l kompriert ist, diffundiert der Wasserstoff langsam hindurch. Seine Löslichkeit in Wasser ist verschwindend gering (bei 20°C lösen sich etwa 2 ml in 100 g Wasser); sehr gut löslich ist Wasserstoff dagegen in einigen Metallen (Platin, Palladium).
Das normale Wasserstoffisotop mit einem Atomgewicht von 1,008 wird Protonium genannt (1H1) und liegt zu 99,985% vor. 1932 konnte Urey das stabile Wasserstoffisotop 1H2 präparieren, das ein Atomgewicht von 2 besitzt (schwerer Wasserstoff) und Deuterium genannt wird. Sein natürliches Vorkommen liegt bei 0,015%. Deuteriumoxid (D2O, schweres Wasser) wird als Neutronenfänger verwendet. 1934 wurde instabile Isotop Tritium (1H3) mit einem Atomgewicht von 3 entdeckt (überschwerer Wasserstoff). Seine Halbwertszeit liegt bei etwa 12,5 Jahren und kommt weitaus seltener als Deuterium vor (etwa 2 kg auf der Erde). Es wird in der Atmosphäre durch das Einwirken von kosmischer Strahlung auf die Luft und in Atomreaktoren gebildet und zur Herstellung von Wasserstoffbomben verwendet. Außerdem wird es als radioaktiver Marker in der Biochemie und zur Produktion lumineszierender Farben verwendet.
Unter natürlichen Bedingungen können zwei Formen des Wasserstoffs unterschieden werden, welche sich im Elektronen- und Kernspin unterscheiden und als ortho- bzw. para-Wasserstoff bezeichnet werden. Bei Raumtemperatur liegen 25% des Wasserstoffs in der para- und 75% in der ortho-Form vor. Die ortho-Form kann nicht rein dargestellt werden. Da sich beide Formen in ihrer Energie unterscheiden, sind sie auch physikalisch voneinander verschieden. So liegen z.B. der Schmelz- und Siedepunkt des para-Wasserstoffs um ca. 0,1°C niedriger.
Wasserstoff kommt niemals als Atom vor, sondern stets als Molekül. Dabei kann der Bindungspartner sowohl ein anderes Wasserstoffatom sein (wie im Falle des Wasserstoffgases) oder ein anderes Element. Im Periodensystem der Elemente nimmt Wasserstoff eine Sonderstellung ein. Das Wasserstoffatom hat nur ein Valenzelektron und ist somit mit den Alkalimetallen zu vergleichen. Auf der anderen Seite fehlt dem Wasserstoffatom genau ein Elektron zum erreichen der Edelgaskonfiguration und ist mit den Halogen vergleichbar. Dennoch unterscheidet er sich deutlich von diesen beiden Gruppen. Beispielsweise ist er elektronegativer als die Alkalimetalle aber weniger elektronegativ als die Halogene. Der geringe Atomradius ist ein wesentlicher Grund für seine Sonderstellung unter den Elementen.
Bei gewöhnlicher Temperatur ist Wasserstoff sehr beständig, an der Luft und in Chlorgas aber brennbar:
2 H2 (g) + O2 (g) -> 2 H2O (g) D HR= -484,0 kJ/mol
2 H2 (g) + Cl2 (g) -> 2 HCl (g) D HR= -183,3 kJ/mol
Mit Sauerstoff ist die Flamme schwach blau, fast unsichtbar befärbt. Chemisch verhält sich Wasserstoff als typisches Nichtmetall. Es bildet mit anderen Nichtmetallen kovalente Bindungen aus und bildet mit sehr reaktiven Metallen Salze.
Nur unter Drücken von mehr als 1 Mbar wird Wasserstoff in festen metalischen Wasserstoff umgewandelt (so auf dem Jupiter). Binäre Verbindungen des Wasserstoffs werden als Hydride bezeichnet. Es lassen sich vier Klassen unterscheiden:
Salzartige oder ionische Hydride
Sie enthalten das Wasserstoffanion H- (Hydridion) und ein Metallkation und gehen aus der Reaktion von Wasserstoff mit Alkali- oder Erdalkalimetallen hervor (z.B. LiH oder CaH2). Wegen der geringen Elektronegativität des Wasserstoffs (-73 kJ/mol) reagiert es nur mit den elektropositivsten Metallen. Da das kleine s-Orbital in diesem Zustand zwei Elektronen enthält, was zu einer starken Elektron-Elektron Abstoßung führt und da der Atomkern nur eine Ladung von +1 besitzt, ist das Hydridion ein starkes Reduktionsmittel. In Wasser ergibt sich deshalb ein starke Reaktion unter Wasserstoffbildung:
LiH (s) + H2O (aq) -> Li+ (aq) + OH- (aq) + H2 (g)
1 kg CaH2 (Kalziumhydrid, sog. fester Wasserstoff) in Wasser führt zu der Bildung von etwa 1000 l Wasserstoffgas.
Kovalente Hydride
Dies sind Wasserstoffverbindungen mit Nichtmetallen, in denen die Wasserstoffatome kovalent gebunden sind. Wasser ist das wichtigste kovalente Hydrid und zugleich eines der wenigen, die für Lebenwesen ungiftig, ja sogar unentbehrlich sind. Die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff ist stark exotherm. Andere Beispiele sind HCl, CH4, NH3, H2S, etc.
Metallartige Hydride
Mit einer Reihe von Übergangsmetallen (Nebengruppenelementen) bildet Wasserstoff diese Form von Hydriden, die auch als Einlagerungsverbindungen bezeichnet werden. Viele metallartige Hydride sind nichtstöchiometrische Verbindungen, wie z.B. LaH2,76. Die Wasserstoffmoleküle dissozieren an der Metalloberfläche und die kleinen Wasserstoffatom diffundieren in den Metallkristall. Der Name Einlagerungsverbindung bringt zum Ausdruck, daß die Wasserstoffatome in die Lücken der Metallatompackung eingelagert werden. Hauptsächlich werden die Tetraederlücken in der dichtesten Kugelpackung des Metallkristalls besetzt. Diese Metall-Wasserstoff-Gemische gleichen mehr Feststoffgemischen als echten Verbindungen. Die Bindungsverhältnisse sind jedoch als metallisch anzusehen, wobei in einem gewissen Ausmaß eine Elektronenpaarung auftritt. Da die Nebengruppenelemente überwiegen paramagnetisch sind und somit ungepaarte Elektronen besitzen, können sich die Elektronen des Wasserstoffs mit diesen ungepaarten Metallelektronen paaren. Tatsächlich kann man nach der Aufnahme von Wasserstoff eine Abnahme des Paramagnetismuses bei diesen Metallen beobachten. Dies steht auch mit der katalytischen Aktivität der Übergangsmetalle (bes. Ni, Pd und Pt) bei Hydrierungsreaktionen (Anlagerung von Wasserstoff) im Einklang, die eine Spaltung der H-H Bindung fordert.
Werden metallische Hydride erwärmt, so wird der absobierte Wasserstoff meist wieder als Wasserstoffgas abgegeben. Diese Eigenschaft wird sich zur Speicherung von Wasserstoff zu Nutzte gemacht. Palladium kann das 900-fache seines eigenen Volumens an Wasserstoff aufnehmen. Durch die spezifische Diffusion von Wasserstoff durch z.B. Palladiummembranen, kann Wasserstoffgas auf diese Weise gereinigt werden, wobei Verunreinigungen zurüchbleiben.
Komplexe Hydride
Diese letzte Klasse von Hydriden enthalten das Hydridion H- als Ligand. Beispiele sind Natriumtetrahydridaluminat (Na[AlH4]) oder Natriumtetrahydridborat (Na[BH4]). Dies sind feste, weiße Salze, die als Reduktionsmittel dienen.
