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German

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Als Germane werden die Germaniumwasserstoffe bezeichnet. Der Aufbau der Germane entspricht hierbei formal den Alkanen. Die allgemeine Summenformel lautet: GenH2n+2. H H H | | | H-Ge-Ge-...-Ge-H | | | H H H GeH4, (Monogerman) ist eine gasförmige Verbindung aus Germanium und Wasserstoff. Monogerman ist ein sehr giftiges, leicht zersetzliches geruchsloses Gas, Siedepunkt -88,5 °C. Es entsteht bei der Zersetzung salzartiger Germanide (Germanium-Metallverbindungen) in Säuren, wie zum Beispiel von Magnesiumgermanid in Bromwasserstoffsäure ( Mg 2 Ge + 4HBr → GeH4 + 2MgBr ). Höhere Germane, wie Digerman Ge2H6, haben einen höheren Schmelzpunkt. Sie sind ebenfalls sehr instabil. Das längste bekannte German ist das Nonagerman Ge9H20.

Weblinks

http://www.airliquide.de/loesungen/produkte/gase/gasekatalog/stoffe/germaniumwasserstoff.html Kategorie:Stoffgruppe

Alkane

Als Alkane bezeichnet man in der organischen Chemie eine Stoffgruppe einfacher Kohlenwasserstoffe, bei der keine Mehrfachbindungen zwischen den Atomen auftreten. Sie bestehen, wie der Name Kohlenwasserstoff bereits andeutet, nur aus den beiden Elementen Kohlenstoff (C) und Wasserstoff (H) und gehören zu den gesättigten Verbindungen. Das Grundgerüst der Alkane kann sowohl aus unverzweigten und verzweigten Ketten als auch aus Ringen bestehen. Die ersten beiden Typen, die man jeweils als n-Alkane und iso- beziehungsweise neo-Alkane bezeichnet, bilden eine homologe Reihe mit der allgemeinen Summenformel CnH2n+2. Die ringförmigen Moleküle bezeichnet man als Cycloalkane; sie weisen sowohl bezüglich ihrer Struktur als auch hinsichtlich ihrer physikalischen und chemischen Eigenschaften einige Unterschiede zu den kettenförmigen Alkanen auf. Alkane stellen eine besonders einheitliche Stoffgruppe dar, die das Gerüst für viele weitere organische Stoffgruppen bildet. Cycloalkane haben aufgrund der anderen Molekültopologie allerdings Eigenschaften, die sich zum Teil erheblich von denen der Kettenalkane unterscheiden.

n-Alkane

Das einfachste Alkan ist das Methan, es ist zugleich Grundbaustein für sämtliche höheren Alkane. Die ersten zehn sind in der folgenden Tabelle mit Zahl der Kohlenstoffatome, Namen, Summenformel, einigen physikalischen Eigenschaften und einem Kalottenmodell angegeben:
- im flüssigen Zustand nahe dem jeweiligen Siedepunkt.

iso-/neo-Alkane

Mit steigender Anzahl an Kohlenstoffatomen steigt auch die Anzahl der Möglichkeiten für deren kovalente Verknüpfung. Deswegen kommen alle Alkane mit einer höheren Zahl an Kohlenstoffatomen als Propan in einer Vielzahl von Isomeren - Molekülen mit der gleichen Summenformel, aber unterschiedlichem Aufbau (Konstitution) - vor. Diesen Zusammenhang nennt man Konstitutionsisomerie. Beim Butan tritt der Fall ein, dass bei gleicher Summenformel C4H10 zwei unterschiedliche Anordnungsmöglichkeiten für die Kohlenstoffatome im Alkanmolekül möglich sind. Butan existiert also in zwei verschiedenen Konstitutionen: n-Butan und iso-Butan.
Pentan tritt bereits in drei verschiedenen Konstitutionen auf, dem n-Alkan mit einer unverzweigten Kette, dem iso-Pentan mit einer Verzweigung am zweiten Kohlenstoffatom und dem neo-Pentan mit zwei Verzweigungen am zweiten Kohlenstoffatom. Allgemein bezeichnet man verzweigte Alkane mit einer Methylgruppe an Position 2 vom Kettenende her als iso-Alkane, solche mit zwei Methylgruppen an dieser Stelle als neo-Alkane. Mit wachsender Anzahl der Kohlenstoffatome steigt auch die Zahl der möglichen Isomere stark, von denen die meisten allerdings nur theoretisch bestehen - in Natur und Technik sind nur wenige von Bedeutung. Die nebenstehende Tabelle gibt die Zahl der theoretisch möglichen Isomere für die ersten zehn Alkane an. Icosan (ehem. Eicosan) mit einer Kette aus zwanzig Kohlenstoffatomen besitzt bereits 366.319 verschiedene Isomere. Bei Alkanen mit 167 Kohlenstoffatomen übersteigt die Anzahl der theoretisch möglichen Isomere erstmals die geschätzte Zahl der Teilchen im sichtbaren Universum.

Cycloalkane

Eine Sonderform der Alkane sind die Cycloalkane, bei denen die Kohlenstoffbindungen einen oder mehrere geschlossene Ringe bilden: Im ersten Fall spricht man von monozyklischen, sonst von polyzyklischen Cycloalkanen. Sie passen nicht in die homologe Reihe der Kettenalkane mit der allgemeinen Summenformel CnH2n+2, sondern besitzen im einfachsten, monozyklischen Fall die allgemeine Summenformel CnH2n, bestehen allerdings wie kettenförmige Alkane nur aus gesättigten C-H- und C-C-Bindungen. Die ringförmige Struktur wirkt sich auf die Reaktivität und die Schmelz- und Siedepunkte aus. Außerdem verhindert sie die Rotation um die Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen und ermöglicht so eine spezielle Form der Isomerie, die Cis-Trans-Isomerie. Nähere Angaben finden sich im Artikel zu den Cycloalkanen.

Nomenklatur

Nomenklatur Die Benennung der Alkane ist durch die International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) genau festgelegt. Alle Namen weisen die Endung -an auf. Dieser Endung wird ein griechisches Zahlenwort vorangestellt, das auf die Anzahl der Kohlenstoffatome hinweist. Für die ersten vier Alkane werden stattdessen historisch bedingt die Namen Methan, Ethan (vormals Äthan), Propan und Butan vergeben. Wie die Namen von Alkanen mit mehr als zehn Kohlenstoffatomen gebildet werden, findet sich im Artikel Nomenklatur. Für verzweigte Alkane gelten die folgenden Benennungsregeln: #Die Nummern der Kohlenstoffatome, an denen Alkylgruppen abzweigen, werden durch Kommata getrennt aufgeschrieben. Dazu werden immer die Zahlen verwendet, die zusammenaddiert die kleinste Summe ergeben. #Die Anzahl der abzweigenden Alkylgruppen wird in ihrer griechischen Schreibweise (di =zwei, tri =drei, etc.) als Zahlwort hinter einem Bindestrich geschrieben. #Der Name der abzweigenden Alkylgruppe wird klein dahinter geschrieben. Gibt es mehrere abzweigende Alkylgruppen, wird ein Bindestrich gesetzt und die anderen Abzweigungen werden nach den Schritten 1, 2 und 3 abgearbeitet. #Der Stammname der längsten Kohlenstoffkette wird hinzugefügt. #Die für die Alkane spezifische Endung -an wird am Ende hinzugefügt. Die systematische Benennung der Cycloalkane ist getrennt im entsprechenden Artikel beschrieben. Früher war Paraffin und Grenzkohlenwasserstoffe ein Trivialname für die Alkane. Er leitete sich aus dem Lateinischen para affinis ab, was sich mit "wenig Neigung" übersetzen lässt, und brachte die relative Reaktionsträgheit dieser Verbindungen zum Ausdruck. Heute bezeichnet der Name meist nur noch ein Stoffgemisch aus bestimmten festen Alkanen.

Alkylrest

Wird einem Alkanmolekül ein Wasserstoffatom entzogen, entsteht ein Radikal, ein Molekül mit einem ungebundenen Elektron, das man als Alkyl bezeichnet. Den Namen dieses Alkylrestes erhält man, wenn man bei der Endung des Alkans, dem das Wasserstoffatom entzogen ist, das -an durch ein -yl ersetzt. Symbolisch werden Alkyle häufig mit R notiert; sind die Alkylreste unterschiedlich, wird dieses durch R1, R2, R3, usw. kenntlich gemacht. Alkane lassen sich als dimerisierte Alkyle auffassen.

Molekülgeometrie

dimerisierte.]] Die räumliche Struktur der Alkane wirkt sich direkt auf ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften aus. Entscheidend für ihr Verständnis ist die Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs. Dessen Atome weisen im Grundzustand vier freie Elektronen, die so genannten Valenzelektronen auf, die für Bindungen und Reaktionen zur Verfügung stehen. Im ungebundenen Kohlenstoffatom befinden sich diese vier Elektronen in Orbitalen unterschiedlicher Energie, in Alkanen dagegen ist das Kohlenstoffatom immer sp³-hybridisiert, das bedeutet, dass durch Überlagerung der vier Ausgangsorbitale (ein s-Orbital und drei p-Orbitale) vier neue Orbitale gleicher Energie vorhanden sind. Diese sind räumlich in der Form eines Tetraeders angeordnet, der Winkel zwischen ihnen beträgt daher 109,47 Grad.

Bindungslängen und Bindungswinkel

Tetraeder Ein Alkanmolekül weist nur C-H- und C-C-Bindungen (Kohlenstoffeinfachbindungen) auf. Erstere entstehen durch Überlappung eines sp³-Hybridorbitals des Kohlenstoffs mit dem 1s-Orbital des Wasserstoffs, letztere durch Überlappung zweier sp³-Hybridorbitale unterschiedlicher Kohlenstoffatome. Die Bindungslänge beträgt 1,09·10-10 Meter für die C-H-Bindung und 1,54·10-10 Meter für die C-C-Bindung, der Abstand zweier Kohlenstoffatome ist also etwa 50 Prozent größer als der Abstand zwischen einem Kohlenstoff- und einem Wasserstoffatom, was in erster Linie mit den unterschiedlichen Atomradien zusammenhängt. Die räumliche Anordnung der Bindungen folgt aus der Ausrichtung der vier sp³-Orbitale - da diese tetraedrisch angeordnet sind, sind dies auch die C-C- und C-H-Bindungen, auch zwischen ihnen liegt also jeweils ein fester Winkel von 109,47 Grad. Die Strukturformel, welche die Bindungen der Moleküle vollkommen gradlinig dargestellt, entspricht also in dieser Hinsicht nicht der Realität. Dieser Sachverhalt lässt sich auch dem folgenden Diagramm entnehmen: Strukturformel

Konformation der Alkane

Die Kenntnis der Strukturformel und der Bindungswinkel legt in der Regel noch nicht vollständig den räumlichen Aufbau eines Moleküls fest. So besteht für jede Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung ein weiterer Freiheitsgrad: der Winkel, den die an die beiden Bindungsatome gebundenen jeweils drei Atome beziehungsweise Atomgruppen zueinander einnehmen. Die durch diese Winkel beschriebene räumliche Anordnung bezeichnet man als Konformation des jeweiligen Moleküls.

Ethan

Konformation Den einfachsten Fall bildet innerhalb der Stoffklasse der Alkane das Ethan; hier existiert genau eine C-C-Bindung. Blickt man entlang der dadurch definierten Achse auf das Molekül, so ergibt sich die sogenannte Newman-Projektion: Ein Kohlenstoffatom ist in der Projektion mit seinen drei Wasserstoffatomen im Vordergrund zu sehen, das andere wird symbolisch durch einen Kreis abgedeckt und befindet sich definitionsgemäß im Hintergrund; die Bindungen zu seinen drei Wasserstoffatomen sind im Diagramm entsprechend nur teilweise zu sehen. Sowohl die vorderen als auch die hinteren drei Wasserstoffatome nehmen in der Projektion 120-Grad-Winkel zueinander ein, wie dies für die Projektion eines Tetraeders in die Ebene auch gelten muss. Nicht festgelegt ist jedoch der Winkel θ zwischen den beiden Gruppen von Wasserstoffatomen - er beschreibt im Ethanmolekül die Konformation. Der Konformationswinkel kann beliebige Werte zwischen 0 und 360 Grad annehmen, qualitativ sind jedoch nur zwei verschiedene Konformationen interessant:
- In der ekliptischen Konformation beträgt der Konformationswinkel 0, 120 oder 240 Grad, in der Projektion fallen je ein vorderes und ein hinteres Wasserstoffatom zusammen.
- In der gestaffelten Konformation beträgt der Konformationswinkel 60, 180 oder 300 Grad, so das in der Projektion jeweils ein hinteres Wasserstoffatom zwischen zwei vorderen zu liegen kommt. Die beiden Konformationen, auch Rotamere genannt, unterscheiden sich in ihrer Energie, die in diesem Fall als Torsionsenergie bezeichnet wird, um etwa 12,6 Kilojoule pro Mol. Während die ekliptische Konformation diese maximiert und daher instabil ist, wird sie von der gestaffelten Konformation minimiert, diese ist folglich energetisch bevorzugt. Alle anderen Konformationen liegen bezüglich ihrer Energie zwischen diesen beiden Extremen. Die Ursache für die Differenz ist noch nicht vollständig aufgeklärt: Bei der ekliptischen Konformation ist der Abstand zwischen den C-H-Bindungselektronen des vorderen und hinteren Kohlenstoffatoms geringer, die elektrostatische Abstoßung zwischen ihnen und damit die Energie des Zustandes folglich höher. Umgekehrt erlaubt die gestaffelte Konformation eine stärkere Delokalisation der Bindungselektronen, ein quantenmechanisches Phänomen, das die Struktur stabilisiert und die Energie herabsetzt. Heute gilt der letztere Erklärungsansatz als wahrscheinlicher. Die Torsionsenergie des Ethanmoleküls ist bei Raumtemperatur klein gegenüber der thermischen Energie, so dass es sich dann in konstanter Rotation um die C-C-Achse befindet. Allerdings "rastet" es in regelmäßigen Abständen in der gestaffelten Konformation "ein", so dass sich zu jedem Zeitpunkt etwa 99 Prozent aller Moleküle nahe des Energieminimums befinden. Der Übergang zwischen zwei benachbarten gestaffelten Konformationen dauert aber nur durchschnittlich 10-11Sekunden.

Höhere Alkane

quantenmechanisches Während für die beiden C-C-Bindungen des Propanmoleküls qualitativ dasselbe gilt wie für Ethan, ist die Situation für Butan und alle höheren Alkane komplexer. Betrachtet man die mittlere C-C-Bindung des Butanmoleküls, so ist jedes der beiden Kohlenstoffatome an jeweils zwei Wasserstoffatome und eine Methylgruppe gebunden. Wie an der Newman-Projektion erkennbar ist, lassen sich vier qualitativ unterschiedliche Rotamere unterscheiden, zwischen denen wiederum beliebige Übergangszustände möglich sind. Sie entsprechen wie schon beim Ethan Konformationen maximaler beziehungsweise minimaler Energie:
- Liegen in der Projektion die beiden Methylgruppen an derselben Stelle, also bei einem Torsionswinkel von 0 Grad, spricht man von der voll-ekliptischen oder synperiplanaren Konformation. Sie entspricht einem globalen Maximum der Torsionsenergie, da sich die Wasserstoffatome der Methylgruppen so nahe kommen, dass es zur Abstoßung zwischen ihren Elektronenwolken kommt.
- Bei einem Torsionswinkel von 60 oder 300 Grad nennt man die Konformation schiefgestaffelt oder synklinar; anders als bei den ekliptischen Strukturen kommen hier alle Atome beziehungsweise Atomgruppen des vorderen Kohlenstoffatoms in der Projektion zwischen denen des hinteren zu liegen. Dadurch ergibt sich ein Minimum der Energie; aufgrund der Nähe der beiden Methylgruppen zueinander, ist es allerdings nur lokal, es existiert also noch eine energetisch günstigere Konformation.
- Beträgt der Torsionswinkel 120 oder 240 Grad, so ist die Konformation partiell-ekliptisch. Sie ist aus den gleichen Gründen wie beim Ethan energetisch ungünstig. Anders als in der voll-ekliptischen Konformation kommen sich die beiden Methylgruppen jedoch nicht zu nahe, so dass die Energie nur lokal ein Maximum darstellt.
- Bei einem Torsionswinkel von 180 Grad schließlich liegt eine antiperiplanare Konformation vor. Wie bei der gestaffelten Konformation des Ethan tritt hier eine nur quantenmechanisch erklärbare verstärkte Delokalisation der Elektronen auf, zugleich nehmen die beiden Methylgruppen den größtmöglichen räumlichen Abstand zueinander ein. Die Torsionsenergie wird daher für diesen Zustand global minimiert. Der Energieabstand zwischen syn- und antiperiplanarer Konformation beträgt etwa 19 Kilojoule pro Mol und ist damit bei Raumtemperatur immer noch klein gegenüber der thermischen Energie. Daher sind Drehungen um die mittlere C-C-Achse immer noch leicht möglich. Wie beim Ethan ist jedoch die Wahrscheinlichkeit dafür, ein Molekül in einem bestimmten Zustand zu finden, nicht gleichgroß; für die antiperiplanare Konformation ist sie etwa doppelt so hoch wie für die synklinale, während sie für die beiden ekliptischen Konformationen vernachlässigbar gering ist. Bei den höheren Alkanen ergibt sich grundsätzlich dasselbe Bild - für alle C-C-Bindungen ist immer die antiperiplanare Konformation, bei der die angebundenen Alkylgruppen den größtmöglichen Abstand einnehmen, die energetisch günstigste und daher die am wahrscheinlichsten anzutreffende. Aus diesem Grund wird die Struktur der Alkane meist durch eine Zickzackanordnung wiedergegeben; dies ist auch in den weiter oben zu sehenden Molekülmodellen der Fall. Die tatsächliche Struktur wird sich bei Raumtemperatur immer etwas von dieser idealisierten Konformation unterscheiden - Alkanmoleküle haben also keine feste Stäbchenform, wie das Modell suggerieren könnte. Andere Kohlenwasserstoffmoleküle wie zum Beispiel die Alkene bauen auf dieser Grundstruktur auf, enthalten durch Doppelbindungen aber auch versteifte Abschnitte, die zu permanenten "Verbiegungen" führen können. Für den Einfluss der Konformation auf Cycloalkane wird auf den entsprechenden Artikel verwiesen.

Eigenschaften

Alkane bilden eine besonders einheitliche Stoffklasse, die Kenntnis der Eigenschaften weniger Vertreter genügt, um das Verhalten der übrigen vorherzusagen. Dies gilt sowohl für die intra- beziehungsweise intermolekularen Wechselwirkungen der Alkane, die sich auf die Schmelz- und Siedepunkte auswirken als auch für die Betrachtung ihrer Synthesen und Reaktionen. Für Cycloalkane gelten eine Reihe von Besonderheiten, die unter anderem von der bei den meisten Molekülen (mit wichtiger Ausnahme des Cyclohexans) auftretenden Ringspannung herrühren, welche die Reaktivität nachhaltig beeinflusst. Weitere Angaben finden sich im entsprechenden Artikel.

Physikalische Eigenschaften

Die Molekülstruktur, speziell die Größe der Oberfläche der Moleküle, bestimmt den Siedepunkt des zugehörigen Stoffes: je kleiner die Fläche, umso niedriger ist der Siedepunkt, da so die zwischen den Molekülen wirkenden Van-der-Waalsschen Kräfte geringer sind; eine Verkleinerung der Oberfläche kann dabei durch Verzweigungen oder durch eine ringförmige Struktur erreicht werden. Das bedeutet in der Praxis, dass Alkane mit höherem Kohlenstoffanteil in der Regel einen höheren Siedepunkt als Alkane mit geringerem Kohlenstoffanteil haben; verzweigte Alkane haben einen niedrigeren Siedepunkt als unverzweigte und ringförmige geringere Siedepunkte als die verzweigten. Ab fünf Kohlenstoffatomen sind unverzweigte Alkane unter Normalbedingungen flüssig, ab siebzehn fest. Der Siedepunkt nimmt pro CH2-Gruppe um zwischen 20 und 30 Grad Celsius zu. Van-der-Waalsschen Kräfte Auch der Schmelzpunkt der Alkane steigt mit einer einzigen Ausnahme beim Propan bei Zunahme der Anzahl der Kohlenstoffatome; allerdings steigen die Schmelzpunkte insbesondere bei den höheren Alkanen langsamer als die Siedepunkte. Außerdem steigt der Schmelzpunkt von Alkanen mit ungerader Kohlenstoffzahl zu Alkanen mit gerader Kohlenstoffzahl stärker als umgekehrt. Die Ursache dieses Phänomens ist die größere Packungsdichte der Alkane mit geradzahliger Kohlenstoffzahl. Der Schmelzpunkt der verzweigten Alkane kann sowohl ober- als auch unterhalb des entsprechenden Wertes für die unverzweigten Alkane liegen. Je sperriger das Molekül ist, desto schwieriger lässt sich die entsprechende Substanz eng packen und desto niedriger liegt folglich auch der Schmelzpunkt. Umgekehrt existiert eine Reihe von Isoalkanen, die eine wesentlich kompaktere Struktur einnehmen als die korrespondierenden n-Alkane; in diesem Fall liegen ihre Schmelzpunkte daher über denjenigen ihrer geradlinigen Isomere. Alkane leiten weder den elektrischen Strom noch sind sie dauerhaft elektrisch polarisiert. Aus diesem Grund bilden sie keine Wasserstoffbrückenbindungen aus und lassen sich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser sehr schlecht lösen. Da die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den einzelnen Wassermolekülen in der unmittelbaren Nähe eines Alkans von diesem wegweisen und daher nicht isotrop ausgerichtet sind, also nicht gleichmäßig in alle Richtungen zeigen, wäre eine Mischung beider Substanzen mit einer Zunahme der molekularen Ordnung verbunden. Da dies nach dem Zweiten Hauptsatz der Thermodynamik verboten ist, bilden sich bei dem Versuch einer Mischung immer zwei separate Schichten. Man bezeichnet Alkane daher als wasserabweisend oder hydrophob. Ihre Löslichkeit in unpolaren Lösungsmitteln ist dagegen gut, ein Umstand, der als lipophil bezeichnet wird. Untereinander sind sie beispielsweise bei gleichem Aggregatzustand in jedem Verhältnis mischbar. Bis auf einige Ausnahmen nimmt die Dichte der Alkane mit zunehmender Zahl der Kohlenstoffatome zu. Da sie geringer ist als diejenige des Wassers, schwimmen Alkane bei versuchter Mischung immer oben.

Chemische Eigenschaften

Generell zeigen Alkane eine relativ geringe Reaktivität, weil ihre C-H- und C-C-Bindungen relativ stabil sind und nicht einfach zerbrochen werden können. Anders als alle anderen organischen Verbindungen besitzen sie auch keine funktionellen Gruppen. Mit ionischen oder allgemeiner polaren Substanzen reagieren sie nur sehr schlecht. Ihr pKs-Wert liegt bei allen Alkanen oberhalb von 60, mit Säuren oder Basen reagieren sie daher praktisch gar nicht, worauf auch der Trivialname Paraffin hinweist. Im Erdöl sind die Alkanmoleküle sogar seit Millionen von Jahren chemisch unverändert geblieben. Allerdings gehen Alkane Redoxreaktionen, insbesondere mit Sauerstoff und den Halogenen ein, da sich ihre Kohlenstoffatome in stark reduziertem Zustand befinden; im Falle des Methan wird sogar die niedrigstmögliche Oxidationsstufe -IV erreicht. Im ersteren Fall handelt es sich um Verbrennungen, im zweiten um Substitutionsreaktionen. Radikale, also Moleküle mit ungepaarten Elektronen, spielen bei den meisten Reaktionen eine große Rolle, so auch beim so genannten Cracken und bei der Reformierung, bei denen langkettige Alkane in kurzkettige und unverzweigte in verzweigte umgewandelt werden. Bei stark verzweigten Molekülen muss eine Abweichung des Bindungswinkels vom Optimalwert auftreten, die dadurch hervorgerufen wird, dass sich Alkylgruppen, die an unterschiedlichen Kohlenstoffatomen sitzen, räumlich sonst zunahe kommen würden. Durch die dadurch hervorgerufene "Spannung", die man als sterische Spannung bezeichnet, sind diese Moleküle wesentlich reaktiver.

Reaktionen

Reaktionen mit Sauerstoff

Alle Alkane reagieren mit Sauerstoff, sind also brennbar und sogar brandfördernd; ihr Flammpunkt steigt allerdings mit zunehmender Zahl der Kohlenstoffatome. Im Vergleich zu anderen Kohlenwasserstoffen wie Alkenen und Alkinen reagieren sie allerdings deutlich weniger exotherm, da deren Zwei- und Dreifachbindungen energiereicher sind als die Kohlenstoffeinfachbindung der Alkane, die nur etwa 340 Kilojoule pro Mol freisetzen kann. Alkane verbrennen bei ausreichender Sauerstoffzufuhr mit schwach leuchtender, nicht rußender Flamme. Chemisch ist die Reaktion mit Sauerstoff eine Redoxreaktion, bei der die Alkane oxidiert und der Sauerstoff reduziert werden. Bei vollständiger Verbrennung reagiert der Kohlenstoff zu Kohlendioxid (Oxidationszahl +IV) und der Wasserstoff zu Wasser, das in Form von Wasserdampf freigesetzt wird:
- \mathrm :Ein n-Alkan reagiert mit Sauerstoff zu Wasser und Kohlendioxid. Die totale Verbrennungsenergie steigt vergleichsweise regelmäßig mit zunehmender Anzahl der Kohlenstoffatome; jede CH2-Gruppe steuert etwa 650 Kilojoule pro Mol bei. Aus der Tatsache, dass die Verbrennungsenergie verzweigter Alkane etwas niedriger ist als die unverzweigter, lässt sich auf eine höhere Stabilität ersterer Gruppe schließen. Werden Alkane nicht vollständig verbrannt, weil zu wenig Sauerstoff vorhanden ist, entstehen unerwünschte Nebenprodukte wie Alkene, Kohlenstoff und Kohlenmonoxid und die Energieausbeute ist geringer; eine vollständige Verbrennung der Alkane ist daher wichtig. Ein Beispiel für eine unvollständige Verbrennung ist die folgende Reaktion
- \mathrm :Octan reagiert mit Sauerstoff zu Kohlendioxid, Kohlenmonoxid, Kohlenstoff (Ruß), Propen und Wasser. Schwarzer Rauch deutet bei der Benzinverbrennung daher auf ungenügende Sauerstoffzufuhr hin.

Reaktionen mit den Halogenen

Eine weitere wichtige Reaktionsgruppe der Alkane sind Halogenierungsreaktionen - auch sie zählen zu der größeren Gruppe der Redoxreaktionen, da sich die Oxidationszahlen der betroffenen Kohlenstoffatome ändern. Bei der Halogenierung werden Wasserstoffatome eines Alkans teilweise oder vollständig durch Halogenatome wie Fluor, Chlor oder Brom ersetzt beziehungsweise substituiert, daher spricht man auch von einer Substitutionsreaktion. Bei der Reaktion entstehen so genannte Halogenalkane, meist in Mischung, wie aus dem folgenden Beispiel für Methan hervorgeht:
- \mathrm :Methan reagiert mit Chlor zu Mono-, Di-, Tri- und Tetrachlormethan sowie Chlorwasserstoff. Das Mischungsverhältnis der einzelnen Halogenalkane hängt von den Reaktionsbedingungen und dem Reaktionsverlauf ab und ist in der Reaktionsgleichung vollkommen willkürlich gewählt, also nicht repräsentativ. Die Reaktion mit Chlor wird schon bei geringer Energiezufuhr in Form von ultraviolettem Licht ausgelöst - der hohe Ertrag der Reaktion pro Energieeinheit weist darauf hin, dass es sich um eine Kettenreaktion handelt. Bei dieser wird, wenn erst einmal ein Halogenradikal vorhanden ist, durch den Reaktionsverlauf beständig ein neues nachgebildet, jedenfalls so lange bis der Überschuss an Halogenatomen abgebaut ist. Wie bei jeder Kettenreaktion existieren bei den Halogenierungsreaktionen drei Schritte:
- Iniitierung: Die zweiatomigen Halogenmoleküle werden zum Beispiel durch energiereiche Lichteinstrahlung homolytisch, also bei symmetrischer Aufteilung der Elektronen, in Radikale aufgespalten: ::\mathrm
- Propagierung Schritt 1: Ein Halogenradikal löst ein Wasserstoffatom aus einem Alkanmolekül heraus und lässt ein Alkylradikal zurück: ::\mathrm
- Propagierung Schritt 2: Ein Alkylradikal löst aus einem Halogenmolekül ein Halogenatom heraus und lässt ein Halogenradikal zurück: ::\mathrm :Schritt 1 und Schritt 2 wechseln sich bei der Reaktion kontinuierlich ab - es entsteht aus wenigen anfänglichen Chlorradikalen eine immer größere Zahl an Reaktionsprodukten.
- Terminierung: Die Reaktion stoppt, wenn die Wahrscheinlichkeit zweier Radikale aufeinanderzutreffen größer wird als diejenige auf ein Ausgangsprodukt (oder ein noch nicht vollständig halogenisiertes Alkan) zu treffen. Es kommt in diesem Fall zur Rekombination: ::\mathrm :Obwohl auch die letzte dieser Terminierungsreaktionen zu Halogenalkanen führt, ist die Zahl der so erzeugten Produkte vernachlässigbar gegenüber der Zahl der bei der Kettenreaktion entstandenen. In der vorstehenden Betrachtung wurde keine Aussage dazu gemacht, welche Wasserstoffatome im Falle eines gegebenen Alkans zuerst ersetzt werden. Für die wichtigsten Fälle des Methans oder Ethans stellt sich diese Frage nicht, da alle Wasserstoffatome äquivalent sind. Ab dem Propan sind jedoch manche von ihnen an sekundäre oder tertiäre Kohlenstoffatome gebunden, also solche mit zwei beziehungsweise drei Bindungen zu anderen Kohlenstoffatomen. Diese Bindungen sind schwächer, was sich bei Halogenierungen dadurch auswirkt, dass bevorzugt die an einem sekundären beziehungsweise gar tertiären Kohlenstoff sitzenden Wasserstoffatome durch Halogene ersetzt werden. Beispiel: 2-Chlor-Propan CH3-CHCl-CH3 tritt im Vergleich zum 1-Chlor-Propan CH2Cl-CH2-CH3 als Reaktionsprodukt häufiger auf, als dies statistisch zu erwarten wäre. Die Reaktionsraten sind für die vier Halogene extrem unterschiedlich, bei 27 Grad Celsius beträgt ihr Verhältnis F : Cl : Br : I 140.000 : 1300 : 9· 10-8 : 2· 10-19. Daraus lässt sich der unterschiedliche Verlauf der Reaktionen schon ablesen: Mit Fluor reagieren die Alkane kaum kontrollierbar, mit Chlor moderat, mit Brom schwach und nur unter Lichteinwirkung, mit Iod dagegen praktisch gar nicht. Die Iodierung ist sogar energetisch ungünstig, daher wird Iod bei Halogenisierungsreaktionen als Radikalfänger verwendet, um die Kettenreaktionen abzubrechen. Durch Anhalten der Substitutionsreaktion lässt sich diese teilweise steuern, um die Ausbeute eines bestimmten Reaktionsproduktes zu erhöhen. Technisch von Bedeutung sind vor allem chlorierte und fluorierte Methangase, die Reaktion zu ihnen kann allerdings zur Explosion führen. Trichlormethan wurde früher unter dem Namen Chloroform als Narkosemittel eingesetzt, Fluor-Chlor-Kohlenwasserstoffe dienten lange Zeit als Treibmittel bis sie durch ihre schädlichen Einwirkungen auf die Ozonschicht der Erde an Bedeutung verloren.

Cracken und Reformierung

Wichtige Reaktionen bei der Aufbereitung von Rohöl sind das Cracken und die Reformierung. Bei ersterem werden aus höheren Alkanen unter hohem Druck und bei hoher Temperatur die wesentlich begehrteren niederen Alkane gewonnen. An Katalysatoren wie Aluminiumoxid kommt es zur Aufspaltung von C-C-Bindungen. Beispiel
- \mathrm :Dodekan spaltet sich in ein Dekyl- und ein Ethyl-Radikal. Durch Rekombination setzen sich diese wieder zu neuen Alkanen zusammen. Beispiel:
- \mathrm :Ein Ethyl- und ein Propylradikal reagieren zu Pentan. Durch geeignete Reaktionsbedingungen lässt sich sicherstellen, dass als Folge dieser Reaktionen in erster Linie kurze Alkanmoleküle entstehen. Auf demselben Wege lassen sich auch störende Nebenreaktionen wie die Bildung von Alkenen weitgehend unterbinden. Meist wird beim Cracking noch Wasserstoff zugesetzt, um Verunreinigungen wie Schwefel oder Stickstoff zu entfernen - man spricht dann entsprechend vom Hydrocracking. Die Reformierung ist dagegen bei Alkangemischen notwendig, die als Benzin Einsatz finden sollen. Dazu werden unverzweigte Alkane, die für diesen Zweck ungünstige Verbrennungseigenschaften haben, an Katalysatoren in verzweigte Alkane und Arene, also aromatische Kohlenwasserstoffe, umgewandelt.

Weitere Reaktionen

Mithilfe von Nickel-Katalysatoren kann aus den Alkanen bei einer Reaktion mit Wasserdampf Wasserstoff gewonnen werden. Weitere Reaktionen der Alkane sind die Sulfochlorierung und die Nitrierung, eine Reaktion mit Salpetersäure, welche aber beide besondere Bedingungen erfordern. Technisch weitaus bedeutender ist die Fermentation zu Alkansäuren.

Gefahren

Methan kann ab einem Luftvolumenanteil von einem bis acht Prozent ohne Zündquelle explodieren und ist ein starkes Treibhausgas, auch einige weitere Gemische der niederen Alkane und Luft sind ab einem bestimmten Alkananteil selbstentzündlich. Alkane können aufgrund ihrer Brennbarkeit eine Gefahr darstellen; mit zunehmenden Kohlenstoffanteilen steigt allerdings auch der Flammpunkt. Propan, Butan, Pentan, Hexan, Heptan und Oktan und einige weitere Alkane sind Gefahrenstoffe, ihr MAK-Wert ist aber relativ hoch angesetzt, für Pentan beträgt er 2950 mg/m³, für Hexan nur 180 mg/m³. Pentan, Heptan und Hexan sind weiterhin umweltgefährdend und reizend, Oktan nur reizend und brandfördernd, höhere Alkane sind meist nur noch reizend oder gar keine Gefahrstoffe mehr.

Darstellung

Die Alkane mit einer geringen Kohlenstoffatomanzahl können aus den Elementen selbst hergestellt werden; höhere Alkane müssen nach dem Bergius-Verfahren unter hohem Druck produziert werden. Einige der Reaktionen haben einen eigenen Namen erhalten. Die Darstellung von Alkanen kann auf mehrere Weisen erfolgen:
- über katalytische Hydrierung von Alkenen, etwa gemäß
  - \mathrm ::Ethen und Wasserstoff reagieren zu Ethan.
- Darstellung aus Halogenalkanen mit Hilfe von Wasserstoff. Beispiel:
  - \mathrm ::Tetrachlormethan reagiert mit Wasserstoff zu Chlorwasserstoff und Methan
- über die Kolbe-Elektrolyse, hierbei werden Alkancarboxylate zum Radikal reduziert, welches unter Kohlendioxidabgabe in Alkylreste zerfällt, diese dimerisieren zu Alkanen.
- über die Wurtzsche Synthese, hierbei entstehen Alkane unter Bildung von Metallhalogeniden aus Halogenalkanen und Metallorganylen. Allgemeine Reaktionsgleichung:
  - \mathrm ::Halogenalkane reagieren mit Metallorganylen zu Alkanen und Metallhalogenen.
- über das Bergius-Verfahren, die Herstellung der Alkane erfolgt unter hohem Druck aus Kohle und Wasserstoff.
- über das Fischer-Tropsch-Verfahren, die Herstellung von flüssigen Alkanen erfolgt aus Kohlenmonoxid und Wasserstoff. Beispiel:
  - \mathrm ::Kohlenmonoxid reagiert mit Wasserstoff zu Methan und Wasser. Im Jahre 1985 wurde eines der längsten jemals synthetisierten Alkane dargestellt; es setzte sich aus Molekülen mit einer Kettenlänge von genau 390 Kohlenstoffatomen zusammen.

Vorkommen

Wasser Alkane kommen sowohl auf der Erde als auch im Sonnensystem vor, allerdings nur etwa die ersten 100, die meisten davon lediglich in Spuren. Von großer Bedeutung auf anderen Himmelskörpern sind in erster Linie die leichten Kohlenwasserstoffe: So konnten die beiden Gase Methan und Ethan sowohl im Schweif des Kometen Hyakutake als auch in einigen Meteoriten, den so genannten kohligen Chondriten nachgewiesen werden. Sie bilden zudem einen wichtigen Anteil der Atmosphären der äußeren Gasplaneten Jupiter, Saturn, Uranus und Neptun. Auf dem Saturnmond Titan wurden sogar lange Zeit ganze Ozeane aus diesen und langkettigeren Alkanen vermutet, heute geht man allerdings davon aus, dass allenfalls kleinere Seen aus Ethan existieren. Auf der Erde kommt Methan in Spuren in der Atmosphäre vor, der Gehalt beträgt etwa 0,0001 Prozent oder 1 ppm ("parts per million") und wird in erster Linie von den bakterienartigen Archaeen erzeugt. Der Gehalt in den Ozeanen ist aufgrund der fehlenden Löslichkeit in Wasser vernachlässigbar, Methan findet sich allerdings unter hohem Druck und bei niedriger Temperatur in Wassereis eingefroren am Grunde der Meere als so genanntes Methanhydrat. Obwohl es bis heute nicht kommerziell abgebaut werden kann, übersteigt der Brennwert der bekannten Methanhydratfelder den Energiegehalt aller Erdgas- und Erdölvorkommen zusammengerechnet um ein Mehrfaches - aus Methanhydrat gewonnenes Methan gilt daher als Kandidat für zukünftige Brennstoffe. Methanhydrat Die heute wichtigsten kommerziellen Quellen für Alkane sind jedoch eindeutig Erdgas und Erdöl, die als einzige organische Verbindungen mineralisch in der Natur vorkommen. Erdgas enthält in erster Linie Methan und Ethan, daneben auch Propan und Butan, Erdöl besteht dagegen aus einem Gemisch flüssiger Alkane und anderer Kohlenwasserstoffe. Beide entstanden, als tote Meerestiere unter Sauerstoffabschluss von Sedimenten bedeckt und im Verlauf vieler Millionen Jahre bei hohen Temperaturen und hohem Druck zu den jeweiligen Naturstoffen umgewandelt wurden. Erdgas entstand dabei beispielsweise durch folgende Reaktion:
- \mathrm :Traubenzucker reagiert unter hohen Drücken und Temperaturen zu Methan und Kohlendioxid. Sie sammelten sich dann in porösen Gesteinen, die nach oben durch undurchlässige Schichten abgedichtet waren. Anders als Methan, das ständig in großem Maße neu gebildet wird, entstehen höhere Alkane in der Natur nicht in nennenswertem Umfang neu. Ihr Vorkommen wird in einigen Jahrzehnten daher erschöpft sein. Feste Alkane kommen als Verdunstungsrückstand zutage getretenen Erdöls, als so genanntes Erdwachs vor. Eines der größten Vorkommen natürlicher fester Alkane befindet sich im so genannten Asphaltsee von La Brea auf der Karibik-Insel Trinidad.

Verwendung und Weiterverarbeitung

Trinidad Alkane sind zum einen bedeutende Grundstoffe der chemischen Industrie, wo sie zum Beispiel zu Kunststoffen weiterverarbeitet werden, zum anderen die wichtigsten Brennstoffe der Weltwirtschaft. Ausgangspunkt der Verarbeitung sind immer Erdgas und Erdöl. Letzteres wird in der Erdölraffinerie durch fraktionierte Destillation aufgetrennt und dann zu vielen weiteren wichtigen Produkten wie zum Beispiel Benzin weiterverarbeitet. Dazu wird ausgenutzt, dass unterschiedliche "Fraktionen" des Rohöls unterschiedliche Siedepunkte besitzen und so leicht voneinander getrennt werden können. Innerhalb der einzelnen Fraktionen liegen die Siedepunkte dagegen eng beieinander. Das jeweilige Einsatzgebiet eines bestimmten Alkans lässt sich recht gut nach der Zahl der enthaltenen Kohlenstoffatome einteilen, obwohl die folgende Abgrenzung idealisiert ist und nicht streng gilt: Die ersten vier Alkane werden hauptsächlich für Heiz- und Kochzwecke verwendet. Methan und Ethan sind die Hauptbestandteile von Erdgas; sie werden normalerweise unter Druck in gasförmigem Zustand gelagert. Ihr Transport ist allerdings im flüssigen Zustand günstiger, das Gas muss zu diesem Zweck dann durch hohen Druck komprimiert werden. Propan und Butan lassen sich dagegen schon durch niedrigen Druck verflüssigen und kommen daher im Flüssiggas vor, das früher sogar als Kraftstoff benutzt wurde - noch heute findet es in der Landwirtschaft beim Antrieb von Traktoren eine Anwendung. Propan kommt zum Beispiel im Propangasbrenner, Butan in Feuerzeugen zum Einsatz - beim Austritt geht die unter leichtem Druck stehende Flüssigkeit, die zu 95 Prozent aus n-Butan und zu 5 Prozent aus iso-Butan besteht, in ein Gemisch aus Gas und feinen Tröpfchen über und lässt sich so leicht entzünden. Daneben werden die beiden Alkane als Treibmittel in Spraydosen genutzt. Pentan bis Octan sind leicht flüchtige Flüssigkeiten und daher als Brennstoff in gewöhnlichen Verbrennungsmotoren brauchbar, da sie beim Eintritt in die Verbrennungskammer leicht in den gasförmigen Zustand übergehen und dort keine Tröpfchen bilden, was die Gleichmäßigkeit der Verbrennung beeinträchtigen würde. Im Treibstoff sind nur verzweigte Alkane erwünscht, weil sie nicht wie die unverzweigten leicht zur Frühzündung neigen. Ein Maß für die Frühzündung einer Benzinart ist ihre Oktanzahl. Sie gibt an, in welchem Maße ein Stoff zur frühzeitigen Selbstentzündung neigt. Als Bezugszahl für die Oktanwerte wurden willkürlich die zwei Alkane Heptan (n-Heptan) und iso-Oktan (2,2,4-Trimethylpentan) gewählt, welche jeweils die Oktanzahl 0 (Heptan, neigt zu Frühzündung) und die Oktanzahl 100 (Iso-Oktan, neigt kaum zur Selbstentzündung) erhielten. Die Oktanzahl eines Treibstoffes gibt an, welchem Verhältnis von Iso-Oktan und Heptan seine Klopfeigenschaften entsprechen. Neben ihrer Funktion als Brennstoff sind die mittleren Alkane auch gute Lösungsmittel für unpolare Substanzen. Alkane von Nonan bis etwa zum Hexadekan, einem Alkan mit sechzehn Kohlenstoffatomen, sind Flüssigkeiten von höherer Viskosität, sind also zähflüssiger und eignen sich daher mit zunehmender Kohlenstoffzahl immer schlechter für den Einsatz in gewöhnlichem Benzin. Sie bilden stattdessen den Hauptbestandteil von Dieselkraftstoff und Flugbenzin. Da die Wirkweise eines Dieselmotors oder einer Turbine sich grundlegend von derjenigen eines Otto-Motors unterscheidet, spielt ihre größere Zähflüssigkeit hier keine Rolle. Wegen seines hohen Gehalts an langkettigen Alkanen kann Dieselkraftstoff bei tiefen Temperaturen allerdings fest werden, ein Problem, dass sich hauptsächlich in polnahen Gebieten stellt. Schließlich sind die angegebenen Alkane Teil des Petroleums und wurden früher in Petroleumlampen eingesetzt. Alkane vom Hexadekan aufwärts bilden die wichtigsten Bestandteile von Heizöl und Schmieröl. In letzterer Funktion wirken sie gleichzeitig als Antikorrosionsmittel, da durch ihre hydrophobe Art kein Wasser an die korrosionsgefährdeten Teile gelangen kann. Viele feste Alkane finden Verwendung als Paraffinwachs, aus dem zum Beispiel Kerzen hergestellt werden können. Er sollte allerdings nicht mit echtem Wachs verwechselt werden, der in erster Linie aus Estern besteht. Alkane mit einer Kettenlänge von etwa 35 oder mehr Kohlenstoffatomen finden sich in Asphalt, werden also unter anderem als Straßenbelag eingesetzt. Insgesamt haben die höheren Alkane allerdings wenig Bedeutung und werden deshalb meist durch Cracken in niedere Alkane zerlegt.

Alkane in der belebten Natur

Alkane kommen in der Natur auf vielfältige Weise vor, zählen aber biologisch nicht zu den essentiellen Stoffen. Cycloalkane mit einem Kohlenstoffanteil von 14 bis 18 kommen zum Beispiel in Riechstoffen wie dem Moschus vor, der aus einer Drüse der Moschushirsche (Moschidae) gewonnen wird. Alle weiteren Angaben beziehen sich auf Kettenalkane.

Alkane bei Bakterien und Archaeen

Moschushirsche Bestimmte Bakterienarten setzen Alkane in ihrem Stoffwechsel um, geradzahlige Kohlenstoffketten werden von ihnen dabei bevorzugt, weil diese leichter abbaubar sind als ungeradzahlige. Umgekehrt produzieren manche Archaeen, die so genannten Methanbildner, in großen Mengen das leichteste Alkan, Methan, aus Kohlendioxid. Die dazu notwendige Energie gewinnen sie durch Oxidation molekularen Wasserstoffs:
- \mathrm :Kohlendioxid reagiert mit Wasserstoff zu Methan und Wasser. Methanbildner sind auch die Erzeuger des in Mooren und Sümpfen freiwerdenden Sumpfgas, das auf ähnliche Weise in den Faultürmen der Klärwerke entsteht, und setzen jährlich etwa zwei Milliarden Tonnen Methan frei - der atmosphärische Gehalt an diesem Gas ist praktisch ausschließlich von ihnen erzeugt worden. Auch der Methanausstoß der Cellulose verdauenden Pflanzenfresser, von den Rindern, die täglich bis zu 150 Liter freisetzen können, bis zu den Termiten geht letztlich auf Methanbildner zurück. In - allerdings kleinerem - Maßstab produzieren sie dieses einfachste aller Alkane auch im Darm des Menschen. Methanbildende Archaeen sind daher entscheidend am Kohlenstoffkreislauf beteiligt, in dem sie photosynthetisch gebundenen Kohlenstoff wieder in die Atmosphäre zurückführen. Die heutigen Erdgasvorkommen gehen wahrscheinlich zu einem großen Teil auf diese Lebewesengruppe zurück.

Alkane bei Pilzen und Pflanzen

Termiten Auch bei den drei eukaryotischen Hauptgruppen der Lebewesen, den Pilzen, Pflanzen und Tieren spielen Alkane eine gewisse, wenn auch insgesamt untergeordnete Rolle. Bei ersteren treten hauptsächlich die flüchtigeren Vertreter auf und zwar in den Sporen; einige spezialisierte Hefen, die Alkanhefen, nutzen Alkane zudem als Energie- und Kohlenstoffquelle. Der Kerosinpilz (Amorphotheca resinae) verstoffwechselt bevorzugt Flugbenzin aus langkettigen n-Alkanen. Bei Pflanzen finden sich in erster Linie die langkettigen festen Vertreter; sie bilden bei fast allen eine feste Wachsschicht, welche die an der Luft freiliegende Außenhaut, die Cuticula, bedeckt. Ihre Funktion liegt zum einen im Schutz gegen Austrocknung, zum anderen in der Vorsorge gegen Auswaschung wichtiger Minerale durch Regen und schließlich in der Abwehr von Bakterien, Pilzen und Schadinsekten - letztere sinken mit ihren Beinen oft in die weiche wachsartige Substanz ein und werden dadurch beim Laufen behindert. Auch die glänzende Schicht auf Früchten wie Äpfeln besteht aus langkettigen Alkanen. Die Kohlenstoffketten sind meist zwischen zwanzig und dreißig Atome lang und werden von den Pflanzen meist aus Alkansäuren aufgebaut. Die genaue Zusammensetzung der Wachsschicht ist nicht nur artabhängig, sondern wechselt auch mit der Jahreszeit und hängt zudem von Umweltfaktoren wie Lichtverhältnissen, Temperatur oder Luftfeuchte ab.

Alkane bei Tieren

Bei Tieren treten Alkane in ölhaltigen Geweben auf, spielen dort im Gegensatz zu den ungesättigten Kohlenwasserstoffen aber keine bedeutende Rolle. Ein Beispiel ist die Haileber, aus der sich ein Öl gewinnen lässt, dass zu etwa 14 Prozent aus Pristan besteht, einem Alkan mit der Strukturbezeichnung 2,6,10,14-Tetramethylpentadekan (C19H40). Wichtiger ist das Vorkommen in Pheromonen, chemischen Botenstoffen, auf die vor allem Insekten zur Kommunikation angewiesen sind. Bei manchen Arten, wie dem Bockkäfer Xylotrechus colonus, der vor allem n-Pentacosan (C25H52), 3-Methylpentacosan (C26H54) und 9-Methylpentacosan (C26H54) produziert, werden sie durch Körperkontakt übertragen, so dass man von Kontaktpheromonen spricht. Bei anderen wie der Tse-Tse-Fliege Glossina morsitans morsitans, deren Pheromon vorrangig aus den vier Alkanen 2-Methylheptadekan (C18H38), 17,21-Dimethylheptatriacontan (C39H80), 15,19-Dimethylheptatriacontan (C39H80) und 15,19,23-Trimethylheptatriacontan (C40H82) besteht, wirkt der Duft dagegen über weitere Distanzen hinweg und dient als Sexuallockstoff - ein Umstand, den man sich bei der Bekämpfung dieses Krankheitsüberträgers zunutze macht.

Alkane und ökologische Beziehungen

Tse-Tse-Fliege Ein Beispiel, bei dem sowohl die pflanzliche als auch die tierische Alkannutzung eine Rolle spielt, bietet die ökologische Wechselbeziehung zwischen der zu den Sandbienen (Andrena) gehörigen Art Andrena nigroaenea und der zu den Orchideen (Orchidaceae) gezählten Großen Spinnen-Ragwurz (Ophrys sphegodes); letztere ist zur Bestäubung auf erstere angewiesen. Auch Sandbienen nutzen zur Partnerfindung Pheromone; im Falle von Andrena nigroaenea setzen die Weibchen der Art ein Gemisch ein, dass aus Tricosan (C23H48), Pentacosan (C25H52) und Heptacosan (C27H56) im Verhältnis 3:3:1 besteht - Männchen werden durch spezifisch diesen Duftstoff angelockt. Die Orchidee macht sich diesen Umstand zunutze - Teile ihrer Blüte ähneln nicht nur optisch dem Aussehen von Sandbienen, sondern strömen auch große Mengen der oben genannten drei Substanzen aus - und zwar in demselben Verhältnis. Selbst der die Blätter bedeckende Wachs hat die gleiche chemische Zusammensetzung wie der Sexuallockstoff der weiblichen Bienen. Als Resultat werden zahlreiche Männchen zu den Blüten gelockt und vollführen dort so genannte Pseudokopulationen, unternehmen also den Versuch sich mit einer imaginären Partnerin auf der Blüte fortzupflanzen. Während dieses Unterfangen naturgemäß für die Bienen nicht von Erfolg gekrönt ist, wird durch die Kopulationsversuche Pollen auf das jeweilige Insekt übertragen, der nach frustriertem Abzug desselben zu anderen Blüten verbracht werden kann, also der Fortpflanzung der Orchidee dient. Die Spinnen-Ragwurz ist durch diesen als chemische Mimikry bezeichneten Alkaneinsatz in der Lage, auf die energieintensive Produktion konventioneller Insektenlockmittel weitgehend zu verzichten - ein klarer Fall sexuellen Schwindels.

Literatur


- Pfeifer Reichelt: H2O & Co Organische Chemie. Oldenburg, München 2003, ISBN 3-486-16032-X
- K. P. C. Vollhardt, Neil E. Schore: Organische Chemie. Wiley-VCH Verlag, April 2000, ISBN 3527298193
- Eberhard Breitmaier, Günther Jung: Organische Chemie. Thieme, Stuttgart September 2001, ISBN 313541504X
- Clayden, Greeves, Warren & Wothers : Organic Chemistry. Oxford University Press, August 2004, ISBN 0198503466
- M. Agasse, W. Francke, B. S. Hansson, F. Ibarra, C. Löfstedt, H. F. Paulus, F. P. Schiestl: Orchid pollination by sexual swindle, Nature, 399, 1999, 421

Weblinks


- [http://ch10.tiho-hannover.de/chemie/Vorlesung/OV-Kap2.htm Nomenklatur, Vorkommen, Eigenschaften, Reaktionen und Cycloalkane]
- [http://www.chemieunterricht.de/dc2/facharbeit/alkane.html Vorkommen, Verwendung, Eigenschaften und Aufbau]
- [http://www.m2ab.de/wssb/chemie/organ/verbindungen/alkane.html Vorkommen, Verwendung, Gewinnung, Herstellung und Nomenklatur]
- [http://www.guidobauersachs.de/chemie-ecke.html Eigenschaften, Vorkommen, Nomenklatur und Isomere] Kategorie:Stoffgruppe Kategorie:Kohlenwasserstoffe ja:アルカン

Germanium

Germanium (von lat. Germania "Deutschland", dem Vaterland des Entdeckers Clemens Winkler (1838-1904)) ist ein chemisches Element. Es wurde am 6. Februar 1886 erstmals nachgewiesen.

Geschichte

Die Entdeckung des Germaniums verdanken wir Clemens Winkler, einem Chemiker an der Bergakademie Freiberg (in Freiberg), der mit Kobalt-Glas arbeitete. Er untersuchte das Mineral Argyrodit und fand dabei das neue Element Germanium. Es stellte sich später als das Eka-Silizium heraus, das 1871 von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew vorausgesagt worden war.

Vorkommen

Germanium ist weit verbreitet, kommt aber nur in sehr geringen Konzentrationen vor; Clarke-Zahl (= Durchschnittsgehalt in der Erdkruste): 1,5 g/t. Es wird als Begleiter in Kupfer und Zinkerzen gefunden (Hettstedter Kupferschiefer). Die wichtigsten Minerale sind Argyrodit, Canfieldit, Germanit und Reniérit.

Eigenschaften

Germanium ist ein Halbmetall, bei dem der Metallcharakter überwiegt. Germanium weißt als einer der wenigen Stoffe die Eigenschaft der Dichteanomalie auf, d. h., seine Dichte ist in festem Zustand niedriger als in flüssigem.

Verwendung

Als Halbleiter war es das führende Material in der Elektronik, bis es vom Silizium verdrängt wurde und heute nur noch in der Hochfrequenztechnik eine Rolle spielt. Eventuell ändert sich das wieder mit der neuen Germanium-Kohlenstoff-Silizium Technologie. Seine zweite Hauptanwendung findet es in der Infrarotoptik in Form von Fenstern und Linsen-Systemen aus poly- oder monokristallinem Germanium sowie optischen Gläsern mit Infrarotdurchlässigkeit, so genannten Chalkogenidgläsern. Einsatzgebiete hierfür sind militärische und zivile Nachtsichtgeräte. Weitere wesentliche Verwendungen liegen in der Herstellung von Glasfaserkabel-Lichtwellenleitern und Polyesterfasern: In modernen Lichtleitfasern der Telekommunikation wird mit Hilfe von Germaniumtetrachlorid eine Germanium-Beschichtung des inneren Faserkerns zur Erreichung der Totalreflexion von Lichtwellen herbeigeführt. In der Polyesterchemie kommt Germaniumdioxid als Katalysator bei der Herstellung von bestimmten Polyesterfasern und -granulaten zum Einsatz, speziell für recyclingfähige PET-Flaschen, PET = Polyethylenterephthalat. Bei Germanium lässt sich, im Gegensatz zu Stahl, nicht durch Neutronenstrahlung die Kristallstruktur zerbrechen. Es fängt den Stoß des Neutrons elastisch auf. Bisher findet diese Entdeckung jedoch keine Nutzung in Reaktoren.

Abbildungen

Reaktor Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Gruppe-14-Element Kategorie:Periode-4-Element Kategorie:Halbmetall Kategorie:Schwermetall Kategorie:Halbleiter ja:ゲルマニウム th:เจอร์เมเนียม

Wasserstoff

Wasserstoff ist das chemische Element mit der Ordnungszahl 1 und wird durch das Elementsymbol H abgekürzt (für lateinisch hydrogenium „Wassererzeuger“; von altgriechisch υδωρ „Wasser“ und γεννάει „erzeugen“). Im Periodensystem steht es in der 1. Periode und der 1. Gruppe, nimmt also den ersten Platz ein. Wasserstoff ist das leichteste und das häufigste aller chemischen Elemente. Es ist Bestandteil des Wassers und aller organischen Verbindungen; insbesondere kommt es in sämtlichen lebenden Organismen vor.

Eigenschaften

Wasserstoff ist mit nur einem Proton und einem Elektron das leichteste der chemischen Elemente. Unter Normalbedingungen ist Wasserstoff gasförmig und als solches sowohl farb- als auch geruchlos. Man unterscheidet zwischen atomarem Wasserstoff (H) und der dimerisierten Form, dem molekularen Wasserstoff (H2). Unter den Bedingungen, die normalerweise auf der Erde herrschen, kommt Wasserstoff nur in der dimerisierten, molekularen Form vor.

Physikalische Eigenschaften

Molekularer Wasserstoff (H2) ist ein geruchloses und farbloses Gas und etwa 14-mal leichter als Luft. Sein Siedepunkt liegt bei 20,27 Kelvin, der Schmelzpunkt bei 14,02 Kelvin. Das Diffusionsvermögen ist aufgrund der geringen Molekülmasse das höchste aller Gase und führt zu einer Reihe von technischen Problemen beim Umgang mit Wasserstoff. Beispielsweise vermag er durch die Wände von Stahlbehältern zu diffundieren und auf diese Weise langsam auszutreten. Seine Wärmeleitfähigkeit liegt ebenfalls über der anderer Gase. Die ersten Spektrallinien im sichtbaren Bereich, zusammengefasst in der so genannten Balmer-Serie, liegen bei 656 nm, 486 nm, 434 nm und 410 nm. Daneben gibt es weitere Serien von Spektrallinien im Infrarot- und eine im Ultraviolettbereich des elektromagnetischen Spektrums. Eine besondere Bedeutung in der Radioastronomie hat die 21-Zentimeter-Linie in der Hyperfeinstruktur. In einem magnetischen Feld verhält sich H2 sehr schwach diamagnetisch. Das bedeutet, die Dichte der Feldlinien eines extern angelegten Magnetfeldes nimmt in der Probe ab. Die magnetische Suszeptibilität ist bei Normdruck \chi_m = 9,9x10-9 und typischerweise einige Größenordnungen unter der von diamagnetischen Festkörpern. Gegenüber elektrischem Strom ist H2 ein Isolator. In einem elektrischen Feld hat er eine Durchschlagsfestigkeit von mehreren Millionen Volt pro Meter.

Aggregatzustände

Bei Temperaturen unterhalb von 20,27 Kelvin verflüssigt sich das Gas und bildet eine klare, farblose Flüssigkeit. Anders als bei Helium tritt bei einfachem Wasserstoff keine Suprafluidität auf. Prinzipiell kann aber das Isotop Deuterium (2H) suprafluid werden. Senkt man die Temperatur weiter, gefriert Wasserstoff bei 14,02 Kelvin und bildet einen kristallinen Festkörper mit hexagonal dichtester Kugelpackung (hcp), wobei ein Atom von zwölf weiteren umgeben ist. Der Tripelpunkt des Wasserstoffs, bei dem seine drei Aggregatzustände gleichzeitig vorkommen, ist einer der Fixpunkte der Internationalen Temperaturskala. Er liegt bei einer Temperatur von exakt 13,8033 Kelvin. Unter extremen Bedingungen, wie sie innerhalb von Sternen herrschen, wird Wasserstoff metallisch. Dabei wird er elektrisch leitend. Über diesen Aggregatzustand sind nur wenige experimentelle Daten vorhanden, denn die Erzeugung ist im Labor äußerst schwierig und der Zustand sehr kurzlebig. Dennoch gelang 1996 einer Forschungsgruppe am Lawrence Livermore National Laboratory unerwartet der Nachweis der Existenz des metallischen Wasserstoffs. Der Zustand bestand etwa eine Mikrosekunde lang. Man vermutet, dass unter hohem Druck entstandener metallischer Wasserstoff teilweise in dieser Form bestehen bleibt, wenn er wieder in eine Umgebung mit Normalbedingungen zurückgeführt wird. Stellt sich das als wahr heraus, könnte metallischer Wasserstoff in Zukunft ein hochinteressanter Werkstoff mit bemerkenswerten Eigenschaften sein. Sind die Temperaturen und Drücke wie im Weltraum sehr niedrig, liegt in der Regel atomarer Wasserstoff vor. Die atomare Form ist sehr reaktiv und geht unter Normalbedingungen sofort Verbindungen ein (meist zu H2).

Chemische Eigenschaften

Weltraum Wasserstoff im status nascendi, der unmittelbar nach einer Wasserstoff darstellenden Reaktion entsteht, existiert nur für höchstens 0,5 Sekunden. Innerhalb dieser Zeitspanne reagieren in der Regel zwei H-Atome miteinander. Bei diesem Zusammenschluss zu Wasserstoffmolekülen (H2) wird sehr viel Energie pro Mol freigesetzt. Im Umkehrschluss muss diese Energie (man spricht in diesem Fall von Atomisierungsenthalpie) aufgebracht werden, um molekularen Wasserstoff in die Atome zu zerlegen: :\mathrm :Zwei H-Atome reagieren zu einem H2-Molekül und setzen dabei Energie frei. Auch nach diesem Zusammenschluss liegt der Wasserstoff für kurze Zeit in einem elektronisch angeregten Zustand vor und kann so - abweichend vom "normalen" chemischen Verhalten - für verschiedene Reaktionen genutzt werden. So gelingt es zum Beispiel nicht, mit Hilfe von im Kippschen Apparat erzeugten Wasserstoff, in einer angesäuerten, violetten Kaliumpermanganatlösung (KMnO4) oder gelben Kaliumdichromatlösung (K2Cr2O7) Farbwechsel hervorzurufen. Mit direkt in diesen Lösungen, durch Zugabe von Zinkpulver generiertem Wasserstoff in statu nascendi gelingt die reduktive Farbänderung. :\mathrm :Nascierender Wasserstoff vermag unter sauren Bedingungen violette Permanganatlösung zu entfärben. :\mathrm :Unter sauren Bedingungen wird gelbe Dichromatlösung grün durch die reduktive Wirkung des nascierenden Wasserstoffs. Bei Zimmertemperatur ist Wasserstoff vergleichsweise wenig reaktiv und beständig. Gemischt mit Sauerstoff oder Chlor reagiert er jedoch explosionsartig. Bei hohen Temperaturen wird das Gas reaktionsfreudig und geht mit Metallen und Nichtmetallen gleichermaßen Verbindungen ein. Mit Chlor reagiert Wasserstoff exotherm unter Bildung von gasförmigem Chlorwasserstoff, welches in Wasser gelöst Salzsäure ergibt. Beide Gase reagieren dabei mit gleichen Stoffmengenanteilen: :\mathrm :je ein Chlor- und Wasserstoffmolekül reagieren zu zwei Chlorwasserstoffmolekülen Diese Reaktion ist unter dem Namen Chlorknallgasreaktion bekannt, welche sich im Gegensatz zur Knallgasreaktion (Wasserstoff und Sauerstoff) schon durch die Bestrahlung mit Licht zünden lässt.

Wasserstoffbrückenbindung

Eine wichtige Eigenschaft des Wasserstoffs ist die sogenannte Wasserstoffbrückenbindung, eine anziehende elektrostatische Kraft zwischen zwei Molekülen. Ist H an ein stark elektronegatives Atom gebunden, so befindet sich sein Elektron eher in der Nähe des Bindungspartners. Es tritt also eine Ladungsverschiebung auf und das H-Atom wirkt nun positiv geladen. Der Bindungspartner wirkt entsprechend negativ. Kommen sich zwei solche Moleküle nahe genug, tritt eine anziehende elektrische Kraft zwischen dem positiven H-Atom des einen Moleküls und des negativen Teils des anderen auf. Das ist eine Wasserstoffbrücke. Da die Wasserstoffbrückenbindung schwächer ist als die Bindungskraft innerhalb eines Moleküls, verbinden sich die Moleküle nicht dauerhaft. Vielmehr bleibt die Wasserstoffbrücke nur Bruchteile einer Sekunde bestehen. Dann lösen sich die Moleküle voneinander, um erneut eine Wasserstoffbrückenbindung mit einem anderen Molekül einzugehen. Dieser Vorgang wiederholt sich ständig. Die Wasserstoffbrückenbindung ist für viele Eigenschaften verschiedener Verbindungen verantwortlich, wie etwa DNS oder Wasser. Bei letzterem führen diese Bindungen u.a. zu der Dichteanomalie.

Van-der-Waals-Bindung

Auch bei nichtpolaren Molekülen kann es zu Ladungsverschiebungen kommen, weil manche Atome eine stärkere Affinität zu Elektronen besitzen als andere. Ein solcher Dipol besteht aber nur sehr kurzzeitig. Dennoch wirkt dann zwischen zwei temporär polaren Molekülen eine Anziehung, die sogenannte Van-der-Waals-Bindung. Sie hat eine sehr geringe Reichweite und ist noch schwächer als die Wasserstoffbrückenbindung, tritt dafür aber auch bei nichtpolaren Molekülen auf. Da Wasserstoff mit einer Elektronegativität von 2,1 einen mittleren Wert hat, kann es besonders im Verbund mit Metallen (niedrige Elektronegativität), aber auch im Verbund mit Nichtmetallen (hohe Elektronegativität) zu einer temporären Dipolbildung kommen. Die Van-der-Waals-Bindung tritt also bei Wasserstoffverbindungen relativ häufig auf.

Atom- und kernphysikalische Eigenschaften

Metall Detaillierte quantenmechanische Aspekte finden sich im Artikel Wasserstoffatom. Ein einzelnes Wasserstoffatom besteht aus einem negativ geladenem Elektron, welches über die Coulomb-Wechselwirkung an einen positiv geladenen Kern gebunden ist. Dieser besteht stets aus einem einzelnen Proton und je nach Isotop eventuell noch aus einigen Neutronen. Das Wasserstoffatom 1H wird aufgrund seines einfachen Aufbaus als „Modellatom“ in der physikalischen Beschreibung der Atome herangezogen. So entstand am Wasserstoffatom das Bohrsche Atommodell, mit dessen Hilfe eine vergleichsweise einfache Beschreibung vieler Eigenschaften des Wasserstoffatoms möglich ist. Man stellt sich dazu vor, dass das Elektron den Kern auf einer von verschiedenen konzentrischen Kreisbahnen umläuft, ähnlich wie die Planeten die Sonne umlaufen. Laut Bohr besitzt das Elektron aber weiterhin die Möglichkeit, auf andere Bahnen zu springen, wenn es dabei Strahlung abgibt oder aufnimmt. Mit diesem Modell kann man die Spektrallinien des H-Atoms erklären, deren sichtbare Linien bei Wellenlängen 656 nm, 486 nm, 434 nm und 410 nm liegen (Balmer-Serie). Im ultravioletten Bereich liegt die Lyman-Serie mit Wellenlängen von 122 nm, 103 nm, 97 nm und 95 nm. Wichtige Serien im Infraroten sind die Paschen-Serie (1,9 µm; 1,3 µm; 1,1 µm und 1 µm) und die Brackett-Serie (4,1 µm; 2,6 µm; 2,2 µm und 1,9 µm). In allen Serien sind nur die ersten vier Linien angegeben. Bei anderen Atomen oder Betrachtung von Details versagt das Bohrsche Modell aber. Physikalisch korrekter ist die quantenmechanische Beschreibung. Das H-Atom ist das einzige, für das sich das Eigenwertproblem sowohl der nichtrelativistischen Schrödingergleichung als auch der relativistischen Diracgleichung analytisch, das heißt ohne den Einsatz numerischer Verfahren, lösen lässt. Das ist sonst nur für Ionen möglich, denen lediglich ein Elektron verblieben ist (beispielsweise \mathrm^, \mathrm^, usw.). Andere quantenmechanische Phänomene bewirken weitere Effekte. Die Feinstruktur der Spektrallinien kommt u. a. daher, dass Bahndrehimpuls und Spin des Elektrons miteinander koppeln. Berücksichtigt man darüberhinaus auch den Kernspin, kommt man zur Hyperfeinstruktur. Eine sehr kleine, aber physikalisch besonders interessante Korrektur durch Vakuumfluktuationen, ist die Lambverschiebung. Durch all diese Korrekturen wird bereits das Spektrum des Wasserstoffs zu einem komplexen Phänomen, dessen Verständnis im Rahmen der Quantenmechanik viel theoretisches Wissen erfordert.

Isotope

Es existieren drei natürlich vorkommende Isotope des Wasserstoffs. Es ist das einzige Element, dessen natürlich vorkommende Isotope eigene Namen haben. Daneben gelang es, vier weitere Isotope künstlich zu erzeugen.

Kernspinzustände im H2-Molekül

Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoffgas H2 ein Gemisch zweier Molekülarten, die sich durch die "Richtung" ihrer Kernspins unterscheiden. Diese beiden Formen sind als ortho- und para-Wasserstoff bekannt (kurz o- und p-Wasserstoff). Bei o-Wasserstoff haben die Kernspins die gleiche (parallele) Richtung, während sie beim p-Wasserstoff entgegengesetzte (antiparallele) Richtung aufweisen. o-Wasserstoff ist die energiereichere Form. Die beiden Molekülarten hängen über folgende, temperaturabhängige Gleichgewichtsbeziehung miteinander zusammen: :\mathrm :Die beiden Formen können unter Energieaufnahme bzw. -abgabe ineinander übergehen. Am absoluten Nullpunkt findet man ausschließlich p-Wasserstoff. Unter Standardbedingungen liegen 25 % des Wasserstoffs als p-Form und 75 % als o-Form vor. Theoretische Berechnungen ergeben, dass der Anteil der o-Form nicht über diesen Anteil hinaus gesteigert werden kann. o- und p-Wasserstoff weisen leicht unterschiedliche physikalische Eigenschaften auf. So liegen beispielsweise der Schmelz- und Siedepunkt der p-Form etwa 0,1 K unter denen der o-Form. Kühlt man Wasserstoff auf -259,2 °C ab, dann geht dieser in einen schlammartigen Zustand, genannt Slush, über. Bei der industriellen Herstellung von flüssigem Wasserstoff spielt obiges Gleichgewicht eine wichtige Rolle. Der Wechsel der Kerne in die antiparallele Orientierung (→ p-Wasserstoff) erfolgt beim Abkühlen nur sehr langsam, da die Wechselwirkungen zwischen den Kernen - genauer gesagt beeinflussen sich die Kerne über ihre magnetischen Momente - nur sehr schwach sind. Deswegen versucht man, die Einstellung des Gleichgewichts durch den Einsatz von Katalysatoren zu beschleunigen.

Geschichte

Entdeckungsgeschichte

Katalysator Entdeckt wurde Wasserstoff vom englischen Chemiker und Physiker Henry Cavendish im Jahre 1766, als er mit Quecksilber und Säuren experimentierte. Als er die beiden Substanzen zusammenbrachte, entstanden im Gemisch kleine Gasbläschen. Bei einer näheren Untersuchung konnte er es nicht als eines der bekannten Gase identifizieren. Obwohl er fälschlicherweise annahm, dass der Wasserstoff ein Bestandteil des Quecksilbers sei (anstatt Bestandteil der Säure), konnte er die Eigenschaften des Gases gut beschreiben. Säure Eine genauere Analyse geschah durch Antoine Lavoisier. Der französische Chemiker entdeckte das Gas im Jahr 1787 unabhängig von Cavendish, als er in einem Experiment zeigen wollte, dass bei chemischen Reaktionen keine Masse verloren geht oder erzeugt wird. Er erhitzte Wasser in einer abgeschlossenen Apparatur und ließ den Dampf an anderer Stelle kondensieren. Dabei stellte er fest, dass die Masse des kondensierten Wassers etwas geringer war als die der ursprünglichen Menge. Dafür entstand ein Gas (H2), dessen Masse genau der der "verlorengegangenen" Wassermenge entsprach. Sein eigentliches Experiment war also erfolgreich. Lavoisier untersuchte das entstandene Gas weiter und führte die heute als Knallgasprobe bekannte Untersuchung durch, wobei das Gas verbrannte. Er nannte es daher zunächst "brennbare Luft". Als er in weiteren Experimenten zeigte, dass sich aus dem Gas auch umgekehrt Wasser erzeugen lässt, taufte er es als hydro-gène (hydro = Wasser, griechisch; genes = erzeugend). Das Wort bedeutet demnach: "Wasser-Bildner". Die deutsche Bezeichnung lässt auf die gleiche Begriffsherkunft schließen.

Erforschung

Da Wasserstoff das einfachste Element ist, war und ist es Gegenstand intensiver physikalischer Forschung, was entscheidend zur Entwicklung der Atom- und Quantenphysik beigetragen hat. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren die chemischen Eigenschaften des Wasserstoffs weitgehend bekannt. Allerdings gab es noch keine Begründung für viele dieser Eigenschaften. Niels Bohr konnte mit seinem Atommodell 1913 erstmals das Linienspektrum von Wasserstoff erklären. Bohr bekam dafür den Nobelpreis. Trotz diesem überragenden Erfolg gab das Modell aber noch keine Erklärung für die später beobachtete Aufspaltung der Spektrallinien. Einer der zugehörigen Effekte ist die Aufspaltung aufgrund verschiedener Isotope im Wasserstoff-Gas. Als Harold Clayton Urey (zusammen mit Brickwedde und Murphy) flüssigen Wasserstoff über längere Zeit verdampfen ließ, entdeckte er "schweren Wasserstoff" in dem Rückstand. Als er die Spektrallinien untersuchte, konnte er daraus Deuterium identifizieren. Für seine Entdeckung erhielt er 1934 den Nobelpreis. Tritium wurde im gleichen Jahr von dem Australier Mark Oliphant gefunden. Weitere Effekte wurden von Dirac berücksichtigt. Er entwickelte eine Wellengleichung, die den Spin und die Aussagen der Relativitätstheorie miteinbezieht. 1957 entdeckte Lamb die nach ihm benannte Lambverschiebung: die ständige Erzeugung und Vernichtung virtueller Teilchen (Quantenfluktuation) bewirkt eine geringfügige Verschiebung der Energieniveaus. Gegenwärtig erzeugt man aus Wasserstoff sogenannte exotische Atome, indem Wissenschaftler beispielsweise das Elektron durch ein Myon austauschen (Myonium), oder das Proton durch ein Lambda-Teilchen. Es ist auch gelungen, Antiwasserstoff zu bilden, ein System aus einem Positron und einem Antiproton, also ein komplettes Atom aus Antimaterie. Eine andere Variante ist das Positronium, bei dem anstatt des Protons ein Positron vorhanden ist. Es lässt sich vorstellen, das daraus positronisches Wasser herstellbar ist, bei dem zwei Positronium-Teilchen an ein Sauerstoffatom gebunden sind. Die Forschung in dieser Richtung trägt dazu bei, die Struktur der Materie sowie den Anfang des Universums besser zu verstehen.

Vorkommen

positronisches Wasser Wasserstoff ist das häufigste chemische Element im Weltall. Wasserstoff macht 75 % der gesamten Masse, beziehungsweise 90 % aller Atome im Universum aus.

Außerirdische Vorkommen

Schon kurz nach der Entstehung des Universums waren Protonen und Neutronen in überwältigender Zahl vorhanden. Bei den vorherrschenden hohen Temperaturen vereinigten sich diese zu leichten Atomkernen, wie D und 4He. Die meisten Protonen blieben allerdings unverändert und stellten die zukünftigen 1H-Kerne dar. Nach circa 400.000 Jahren, nachdem sich die Temperatur des Weltalls weit genug abgekühlt hatte, konnten sich Wasserstoff-Atome einfach durch Zusammenschluss der Kerne mit den Elektronen bilden. Zu diesem Zeitpunkt ist das All mit Wasserstoff gefüllt. Mit der weitergehenden Abkühlung des Universums teilte sich die Masse assymetrisch auf und formte Wolken aus Wasserstoffgas. Unter dem Einfluss der Gravitation verdichteten sich diese zunehmend, und unter enormem Druck setzte die Verschmelzung der H-Atome ein. Es entstanden erste Sterne und Sonnen. Dort fusionierten die Wasserstoff-Atomkerne vorrangig zu Helium. Besonders in sehr großen Sternen entstanden aber ebenfalls die schwereren Elemente wie Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff, die die Grundbausteine aller bekannten Lebensformen sind. Sterne bestehen hauptsächlich aus Wasserstoff-Plasma. Die Kernfusion von Wasserstoff 1H über die Zwischenstufen Deuterium 2H und Tritium 3H zu Helium 4He in Sternen bildet deren Energiequelle. In unserem Sonnensystem macht der in der Sonne enthaltene Wasserstoff den überwiegenden Großteil der gesamten Masse aus. Aber auch die schwersten Planeten bestehen zu großen Teilen aus Wasserstoff, was den Massenanteil des Elements im Sonnensystem weiter erhöht. Unter den extremen Bedingungen, die in den großen Gasplaneten Jupiter und Saturn herrschen, kann er in metallischer Form existieren. Wahrscheinlich ist der Anteil an metallischem Wasserstoff in den Himmelskörpern noch größer als bisher angenommen. Dieser Zustand ist wegen der elektrischen Leitfähigkeit besonders für die Ausbildung der planetaren Magnetfelder verantwortlich. Außerhalb unseres Sonnensystems kommt Wasserstoff auch in gigantischen Gaswolken vor. In den sogenannten H-I-Gebieten liegt das Element nichtionisiert und molekular vor. Diese Gebiete emittieren Strahlung von etwa 1420MHz, die 21cm-Linie, die von Übergängen des Gesamtdrehimpulses herrührt. Sie spielt eine wichtige Rolle in der Astronomie und dient dazu, Wasserstoffvorkommen im All zu lokalisieren und zu untersuchen. Ionisierte Gaswolken mit atomarem Wasserstoff nennt man dagegen H-II-Gebiete. In diesen Gebieten findet die Entstehung neuer Sterne statt. Mit ihrer Hilfe lassen sich Rückschlüsse ziehen auf die Zusammensetzung in der Nähe befindlicher Galaxien. Wegen ständiger Ionisation und Rekombination der Atome senden sie mitunter sichtbare Strahlung aus, die oft so stark ist, dass man diese Gaswolken mit bloßem Auge sehen kann.

Irdische Vorkommen

Auf der Erde ist der Massenanteil wesentlich geringer. Außerdem liegt - im Gegensatz zu den Vorkommen im All - der irdische Wasserstoff überwiegend gebunden und nur selten rein vor. Von keinem anderen Element sind so viele Verbindungen bekannt; die häufigste ist Wasser.

Erdkruste

Das Element kommt aber auch in allen Lebewesen, in Erdöl, Erdgas und in vielen Mineralen vor. Andere natürliche Vorkommen sind Kohle und natürliche Gase, beispielsweise Methan (CH4).

Salz- und Süßwasser

Der wahrscheinlich größte Anteil irdischen Wasserstoffs kommt in der Verbindung Wasser vor. In dieser Form bedeckt er zu über zwei Dritteln die Erdoberfläche. Die gesamten Wasservorkommen der Erde belaufen sich auf circa 1.386 Milliarden km3. Davon entfallen 1.338 Milliarden km3 (96,5 %) auf Salzwasser in den Ozeanen. Die verbliebenen 3,5 % liegen als Süßwasser vor. Davon befindet sich widerum der größte Teil im festen Aggregatzustand: in Form von Eis in der Arktis und Antarktis sowie in den Permafrostböden v.a. in Sibirien. Der geringe restliche Anteil ist flüssiges Süßwasser und findet sich meist in Seen und Flüssen, aber auch in unterirdischen Vorkommen, etwa als Grundwasser. In den gesamten Wasservorräten ist eine unvorstellbare Menge Wasserstoff enthalten. Daher gilt H2, das das Brennmaterial bei einer Kernfusion darstellt, als praktisch unbegrenzt vorhandene Energiequelle.

Atmosphäre

In der Erdatmosphäre liegt Wasserstoff nur in Konzentrationen unter 1 ml/m³ vor. Auch hier kommt er überwiegend als Wasserdampf (an Sauerstoff gebunden) vor. Die prozentuale Häufigkeit von ungebundenem, molekularem Wasserstoff beträgt etwa 0,083 %. Der geringe Anteil folgt aus der geringen Molekülmasse. Bei einer mittleren Temperatur der Atmosphäre von 20 °C bewegen sich die H2-Teilchen im Durchschnitt mit fast 7000 km/h. Das ist rund ein Sechstel der Fluchtgeschwindigkeit auf der Erde. Aufgrund der Maxwell-Boltzmann-Verteilung der Geschwindigkeiten der H2-Moleküle gibt es aber dennoch eine beträchtliche Zahl von Molekülen, die die Fluchtgeschwindigkeit trotzdem erreichen. Befinden sich diese in den oberen Schichten der Atmosphäre, können sie aus der Gashülle entweichen. Dabei kühlt das verbliebene Wasserstoffgas ab, wird aber durch Sonneneinstrahlung erneut erwärmt. Weitere H2-Moleküle kommen aus darunterliegenden Schichten nach, und es entweicht wieder ein bestimmter Anteil, bis letztlich nur noch Spuren des Elements in der Atmosphäre vorhanden sind. Bei diesem geringen Anteil stellt sich ein Gleichgewicht zwischen Entweichen und Neuproduktion (etwa aus dem Meer) ein.

Verwendung

Jedes Jahr werden weltweit mehr als 600 Milliarden Kubikmeter Wasserstoff produziert. Das Element hat zahllose Anwendungen in Industrie und Technik. Wichtige Einsatzgebiete sind:
- Energiespeicher: Beim Schweißen, als Raketentreibstoff, in neuerer Zeit immer mehr in Form von Brennstoffzellen. Auch als Kraftstoff für Strahltriebwerke oder Verbrennungsmotoren kann Wasserstoff verwendet werden - dieser Weg wird vor allem von der Firma BMW verfolgt.
- Reduktionsmittel: H2 kann mit Metalloxiden reagieren und ihnen dabei den Sauerstoff entziehen. Es entsteht Wasser und das reduzierte Metall. Das Verfahren wird insbesondere bei metallischen Erzen angewandt, um das reine Metall zu gewinnen, und wird deshalb im Bergbau stark genutzt. Mit einem ähnlichen Verfahren kann man auch Stickoxide zu Stickstoff umwandeln (Haber-Bosch-Synthese).
- Kohlehydrierung: Durch verschiedene chemische Reaktionen wird Kohle mit H2 in flüssige Kohlenwasserstoffen überführt. So lassen sich Benzin, Diesel und Heizöl künstlich herstellen. Momentan hat das Verfahren kaum wirtschaftliche Bedeutung. Das könnte sich aber drastisch ändern, sobald die Ölvorräte der Erde zur Neige gehen.
- Fetthärtung: Gehärtetes Fett wird oft aus Pflanzenöl mittels Hydrierung gewonnen und bildet sogenannte Transfettsäuren. Dabei werden Doppelbindungen in den Fettsäure-Ketten der Fettmoleküle mit Wasserstoff abgesättigt. Die entstandenen Moleküle haben einen höheren Schmelzpunkt, wodurch das Produkt fest wird. Auf diese Weise stellt man Margarine her.
- Kühlmittel: Aufgrund seiner hohen Wärmekapazität benutzt man Wasserstoff in Kraftwerken und industriellen Anlagen als Kühlmittel. Insbesondere setzt man H2 dort ein, wo eine Flüssigkeitskühlung problematisch werden kann. Die Wärmekapazität kommt dort zum tragen, wo das Gas nicht oder nur langsam zirkulieren kann. Weil die Wärmeleitfähigkeit ebenfalls hoch ist, verwendet man strömendes H2 auch zum Abtransport von thermischer Energie in große Reservoire (z. B. Flüsse). In diesen Anwendungen schützt Wasserstoff die Anlagen vor Überhitzung und erhöht die Effizienz.
- Cryogen: Wegen der hohen Wärmekapazität eignet sich flüssiger Wasserstoff als Cryogen, also als Kühlmittel für extrem tiefe Temperaturen. Auch größere Wärmemengen können von flüssigen Wasserstoff gut absorbiert werden, bevor eine merkliche Erhöhung in seiner Temperatur auftritt. So wird die tiefe Temperatur auch bei äußeren Schwankungen aufrechterhalten. Eine wichtige Anwendung findet sich beispielsweise bei der Supraleitung. Supraleitende Magnete erzeugen extrem starke Felder und werden in Teilchenbeschleunigern oder Tomografen eingesetzt.
- Traggas: In Ballons und Luftschiffe fand Wasserstoff eine seiner ersten Verwendungen. Wegen der leichten Entzündlichkeit von H2-Luft-Gemischen führte dies jedoch wiederholt zu Unfällen. Die größte Katastrophe in diesem Zusammenhang ist wohl das Unglück der „Dixmude“ 1923, am bekanntesten wurde sicherlich die „Hindenburg-Katastrophe“ im Jahr 1937. Wasserstoff als Traggas wurde mittlerweile durch Helium ersetzt und erfüllt diesen Zweck nur noch in sehr speziellen Anwendungen. Die beiden natürlichen Isotope haben spezielle Einsatzgebiete. Deuterium verwendet man in Kernkraftwerken als Moderator. In der Verbindung als schweres Wasser bremst Deuterium schnelle Neutronen auf thermische Energien ab, so dass sie für weitere Spaltungen zur Verfügung stehen. Zu schnelle Neutronen können keine Kernspaltung auslösen und gehen dem Reaktor verloren. Daher ist die Verwendung eines Moderators wichtig für die Funktionsfähigkeit eines Kernkraftwerks. Außerdem werden deuterierte Lösungsmittel in der magnetischen Kernresonanzspektroskopie benutzt, da Deuterium einen Kernspin von null besitzt und daher in NMR-Spektren nicht sichtbar ist. In der Chemie und Biologie helfen Deuteriumverbindungen bei der Untersuchung von Isotopeneffekten (Isotopenmarkierung). Das radioaktive Isotop Tritium wird in Kernreaktoren in industriell verwertbaren Mengen hergestellt. In der zivilen Nutzung dient es in Biologie und Medizin als radioaktiver Marker. So lassen sich beispielsweise Tumorzellen aufspüren. In der Physik ist es einerseits selbst Forschungsgegenstand, andererseits untersucht man mit hochbeschleunigten Tritiumkernen schwere Kerne oder stellt künstliche Isotope her. Mit Hilfe der Tritium-Methode lassen sich Wasserproben sehr genau datieren. Mit einer Halbwertszeit von etwa 12 Jahren eignet es sich besonders für die Messung relativ kurzer Zeiträume (bis zu einigen hundert Jahren). Unter anderem lässt sich so das Alter teurer Weine feststellen. Es findet auch Verwendung als langlebige, zuverlässige Lichtquelle (Tritium leuchtet bläulich-grünlich) vor allem in militärischen Anwendungen. Weitere militärische Verwendung findet das Isotop in der Wasserstoffbombe und gewissen Ausführungen von Kernwaffen, deren Wirkung auf Spaltung beruht.

Rolle in der Energieversorgung

Einen besonderen Stellenwert hat Wasserstoff in der Energiewirtschaft. So sind beispielsweise die wichtigen Energieträger Erdöl und Erdgas Wasserstoffverbindungen. Aber auch mit dem Element selbst verbindet man Hoffnung auf eine Wasserstoffwirtschaft. Zwei Technologien sind in dieser Richtung wegweisend: die Brennstoffzelle und die Kernfusion.

Brennstoffzelle

Hauptartikel: Brennstoffzelle Wasserstoff wird an der Anode mit Hilfe eines Katalysators in Kationen (in diesem Fall Protonen) umgewandelt. Dies geschieht unter Abgabe der Elektronen an die Anode. So beginnt ein elektrischer Strom von der Anode zur Kathode zu fließen. An der Kathode wird das Oxidationsmittel, in der Regel Sauerstoff, durch Aufnahme der Elektronen zu Anionen (O2-). Die negativen Sauerstoff-Ionen reagieren mit den zur Kathode gewanderten H+-Ionen zu Wasser. Die auftretenden Reaktionen sind in den folgenden Gleichungen wiedergegeben: Wasser
- Anode: :\mathrm :Oxidation / Elektronenabgabe
- Kathode: :\mathrm :\mathrm :Reduktion / Elektronenaufnahme
- Gesamtreaktion: :\mathrm :Redoxreaktion / Zellreaktion Einige Punkte auf dem Weg zur praktischen Nutzung stellen folgende Ereignisse dar:
- Am 13. April 1994 stellt die Daimler-Benz AG das erste Brennstoffzellen-Fahrzeug NECAR 1 (New Electric Car) der Öffentlichkeit vor. Im Mai 1997 präsentiert die Firma den Stadtomnibus NEBUS mit Brennstoffzellenantrieb.
- 2004 wird das Wasserstoff-Leichtmobil Hysun3000 vom TÜV zugelassen.
- Am 26. Juni 2005 findet der „Eco-Marathon“ in Ladoux statt. Das PAC-II Car braucht nur 8 Liter Wasserstoff, um einmal um den Erdball zu fahren. Entwickelt wurde es von der ETHZ.

Kernfusion

ETHZ Hauptartikel: Kernfusion Schon bald nach den Anfängen der Kernphysik im ersten Viertel des 20. Jahrhunderts, wurde die Aufmerksamkeit der Physiker auf die Energiegewinnung gelenkt. Neben der Kernspaltung wurde auch der Weg einer Verschmelzung der Kerne, die Kernfusion, erforscht. Die ersten gefundenen Reaktionen sind die Proton-Proton-Reaktionen, bei denen Wasserstoffkerne direkt zu Helium verschmelzen. Das konnte die Energiegewinnung in leichten Sternen, wie unserer Sonne, größtenteils erklären. Zwischen 1937 und 1939 entwickelten Hans Bethe und Carl Friedrich von Weizsäcker eine Theorie zur Kernfusion in sehr schweren Sternen, den nach ihnen benannten Bethe-Weizsäcker-Zyklus. Darin spielt Wasserstoff die überwiegende Rolle in der Energiegewinnung. Er wird aber nicht direkt zu Helium verschmolzen, sondern fusioniert in verschiedenen Reaktionen mit Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff. Am Ende des Zyklus entsteht Helium; die anderen Elemente wirken als Katalysatoren. Während des Kalten Krieges bauten die Großmächte ihre nuklearen Waffenarsenale aus. Der Schritt zu den Fusionswaffen gelang zuerst den USA: basierend auf der Atombombe, die ihre Energie aus der Kernspaltung bezieht, konstruieren amerikanische Forscher unter Edward Teller die Wasserstoffbombe. In ihr wird durch die Kernfusion ein Vielfaches der Energie einer Uranbombe freigesetzt. 1952 testen die Vereinigten Staaten die erste Wasserstoffbombe auf einer kleinen Pazifikinsel. Es war die erste vom Menschen erzeugte Kernfusion. In der Bombe lief unter anderem folgende Kernreaktion ab: :\mathrm :Die Verschmelzung von Tritium und Deuterium erzeugt Helium, ein Neutron und Energie. Damit diese Reaktion aufrechterhalten werden kann, ist dem Fusionsmaterial das Lithiumisotop 6Li beigemengt. Die in der Primärreaktion freiwerdenden Neutronen regen die Umwandlung von Lithium in Tritium an: :\mathrm :Der Neutronenbeschuss von Lithium erzeugt Helium und den Fusionsbrennstoff Tritium. Neben der militärischen forschten die Physiker auch an einer friedlichen Nutzung der Kernverschmelzung. Früh entwickelten sie verschiedene Vorschläge zur Energiegewinnung durch Fusion. Die gewaltigen Temperaturen, die zu einer Kernfusion nötig sind, bereiten bei einer kontrollierten Reaktion aber nach wie vor Schwierigkeiten. Vor einigen Jahrzehnten wurden die ersten Forschungsreaktoren errichtet, die Wasserstoff zu Helium verschmelzen sollen. Mittlerweile existieren einige dieser Vorrichtungen; beispielsweise JET und ITER (im Bau) in Europa und ein deutscher Tokamak-Reaktor in Garching. Bis diese Technologie aber industriell ausgereift ist, vergeht wohl noch viel Zeit.

Gewinnung

Hauptartikel: Wasserstoffherstellung

Molekularer Wasserstoff

Einfache chemische Prozesse zur Produktion von H2 sind die Reaktion verdünnter Säuren mit unedlen Metallen (z. B. Zink) oder die Zersetzung des Wassers durch Alkalimetalle. In der Praxis lassen sich damit aber nur geringe Mengen des Gases herstellen. Eine Methode zur industriellen Gewinnung von molekularem Wasserstoff ist die Dampfreformierung. Unter hoher Temperatur und hohem Druck werden Kohlenwasserstoffe, wie fossile Energieträger und Biomasse, mit Wasser zur Reaktion gebracht. Beide Verbindungen setzen Wasserstoff frei. Allerdings entsteht bei diesem Prozess das giftige Kohlenmonoxid (CO), das in einer zweiten Reaktion mit dem überschüssigen Wasser erneut H2 erzeugt. Die zweite gängige Methode in der Industrie ist die partielle Oxidation. Hierbei reagiert meistens Erdgas mit Sauerstoff unter Bildung von H2 und Kohlenmonoxid. In diesem Verfahren wird Kohlenmonoxid aber nicht unschädlich gemacht und bleibt deshalb als giftiges Nebenprodukt zurück. Eine alte und effiziente Möglichkeit zur Wasserstoffgewinnung ist die Elektrolyse von Wasser. Dabei wird Wasser mit Hilfe von elektrischem Strom in Wasserstoff und Sauerstoff zersetzt. :\mathrm :Wasser wird durch elektrischen Strom in Wasserstoff und Sauerstoff gespalten. Meist wird dem Wasser ein wenig Säure zur Katalyse der Reaktion zugesetzt. An der Kathode entsteht Wasserstoffgas, an der Anode Sauerstoffgas, im Verhältnis 2:1. Diese Reaktion lässt sich mit Solarstrom recht ökonomisch durchführen. Eine sehr moderne Methode ist das Kværner-Verfahren. Dabei zerlegt ein Plasmabrenner Kohlenwasserstoffe zu Kohlenstoff und Wasserstoff und erreicht dabei enorm hohe Wirkungsgrade. Ein anderes modernes Verfahren bedient sich der Grünalgen. Hier kommen biologische Prozesse zum Einsatz. Die benötigte Energie entnehmen die Algen einfach dem Sonnenlicht. Das Verfahren ist also sehr ökonomisch und ökologisch zugleich.

Atomarer Wasserstoff

Der atomare Wasserstoff kann durch Energiezufuhr aus dem molekularen Element erzeugt werden. Methodisch wird dieses bewerkstelligt durch die Erhitzung auf mehrere tausend Grad, elektrische Entladung bei hoher Stromdichte und niedrigem Druck, Bestrahlung mit Ultraviolettlicht, Beschuss mit Elektronen bei 10 bis 20 Elektronenvolt sowie Mikrowellenstrahlung. :\mathrm :Durch Energiezufuhr zerfällt molekularer Wasserstoff in die atomare Form. Zur Darstellung von größeren Mengen atomaren Wasserstoffs sind das Woodsche Darstellungsverfahren (Robert Williams Wood, 1898) und dasjenige von Irving Langmuir besonders geeignet.

Sicherheitshinweise

Wasserstoff ist ein hochentzündliches Gas. Gemäß EU-Vorschrift wird er mit dem Kürzel F+ als Gefahrstoff gekennzeichnet. Nach DIN EN 1089-3 werden H2-Druckgasflaschen mit roter Flaschenschulter und rotem Flaschenkörper versehen. In geringen Mengen ist Wasserstoff für Menschen ungiftig. In hohen Konzentrationen können allerdings Bewegungsstörungen auftreten. Weitere Exposition kann zur Bewusstlosigkeit und schließlich zum Erstickungstod führen. In einem solchen Falle ist die betroffene Person (unter Selbstschutz) an die frische Luft zu bringen und ein Arzt hinzuzuziehen. Bei einem Atemstillstand muss die Person künstlich beatmet werden. Beim Mischen mit Luft zu vier bis 76 Volumenprozent (Vol.-%) Wasserstoff entsteht Knallgas, das bereits durch einen wenig energiereichen Funken zur Explosion gebracht werden kann. In einem ausgewogenen Mischungsverhältnis von O2 und H2 kann eine Knallgasexplosion verheerende Wirkung haben. In jedem Fall ist darauf zu achten, keine leicht entzündlichen Materialien oder offene Flammen in der Nähe zu lagern. H2 reagiert auch heftig mit Chlor (Chlorknallgas) und Fluor. Wird molekularer Wasserstoff in einfachen Metalltanks gelagert, so kommt es wegen der geringen Molekülgröße zu Diffusion, das heißt Gas tritt langsam durch die Gefäßwände aus. Dies ist bei der Speicherung problematisch, insbesondere für Wasserstoff-betriebene Fahrzeuge, wenn diese lange an einem abgeschlossenen Platz (Garage, Tiefgarage) stehen. (Siehe dazu den nächsten Abschnitt: Speicherung.) Zudem rechnet man beim Betanken mit relativ hohen Verlusten von einigen Prozent der Gesamtmenge. Flüssiger Wasserstoff in Metalltanks neigt bei Beschädigungen oder Lecks zur Selbstentzündung. Der Austausch von Wasserstoff-Isotopen in chemischen Verbindungen kann die Toxizität der entsprechenden Verbindung beeinflussen. So ist Schweres Wasser (D2O) - das Isotop 1H wurde gegen 2H (Deuterium) ausgetauscht - im Vergleich zu Wasser giftig für viele Lebewesen. Die für Menschen gefährliche Menge ist aber recht groß und im Regelfall kaum zu erreichen.

Speicherung

Hauptartikel: Wasserstoffspeicherung Ehemalige Bedenken, Wasserstoff eigne sich nicht als Kraftstoff für Fahrzeuge, weil die Speicherung noch nicht zufriedenstellend geklärt sei, sind längst ausgeräumt. In den letzten Jahren hat sich speziell in diesem Bereich sehr viel getan. Es gibt mittlerweile neue Techniken zum Aufbau von Wasserstoff-Tanks. Darüber hinaus sind Materialien verfügbar, die auch stärksten Belastungen standhalten. Im Laufe der Entwicklung von Speichermedien für Wasserstoff gab es eine Vielzahl von Methoden, denen zum Teil hervorragende Aussichten zugesprochen wurden. Zur Zeit gibt es jedoch nur drei wirklich aussichtsreiche Speichermethoden:
- die Speicherung von gasförmigem Wasserstoff in Druckbehältern,
- die Speicherung von flüssigem Wasserstoff in vakuumisolierten Behältern,
- die Einlagerung von Wasserstoff in Metallhydriden oder in Kohlenstoff-Nanoröhren; in letzteren aber wohl nicht mehr [http://zeus.zeit.de/text/2004/20/T-Nanor_9ahrchen] Die ersten beiden Methoden erlauben eine einfache Wiedergewinnung, jedoch sind sie problematisch im Hinblick auf die Sicherheitskriterien. Bei einem Unfall mit H2-betriebenen Fahrzeugen können die Behälter leicht beschädigt werden und eventuell explodieren. Austretender Wasserstoff ist hochentzündlich und fördert die Brand- oder Explosionsgefahr. Die Druckbehälter müssen also ausreichend gegen Beschädigungen gesichert werden, was zusätzlichen Materialaufwand und größeres Gewicht bedeutet. Die Speicherung in Hydriden und Nanoröhren ist dagegen sehr sicher. Die Tanks sind allerdings sehr schwer, in einem 200-kg-Tank können nur etwa 2 kg Wasserstoff gespeichert werden, was energetisch etwa 8 Litern Benzin entspricht. Auch ist die Rückgewinnung gasförmigen Wasserstoffs komplizierter, v. a. in größeren Mengen zur gleichen Zeit. Die dazu verwendete Technik erfordert hohes technisches und physikalisches Verständnis und hochwertige Bauteile. Diese Form der Speicherung kann daher sehr teuer werden. Viele ehemalige Probleme der Wasserstoffspeicherung wurden in den vergangenen Jahren gelöst. Die Brennstoffzelle ist mittlerweile die aussichtsreichste Technologie für zukünftige Energiegewinnung aus Wasserstoff. Es ist zu erwarten, dass die verbleibenden Schwierigkeiten in naher Zukunft überwunden werden.

Nachweis

Molekularen Wasserstoff kann man durch die Knallgasprobe nachweisen. Dabei wird eine kleine, beispielsweise während einer Reaktion aufgefangene Menge eines Gases, in einem Reagenzglas entzündet. Wenn danach ein dumpfer Knall, ein Pfeifen oder ein Bellen zu hören ist, so ist der Nachweis positiv (das heißt, es war Wasserstoff in dem Reagenzglas). Der Knall kommt durch die Reaktion von Wasserstoffgas mit dem Luftsauerstoff zustande: :\mathrm (exotherme Reaktion) :Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff zu Wasser Mit der gleichen Reaktion verbrennt Wasserstoff mit einer blauen Flamme, wenn man ihn gleich nach dem Austreten laufend entzündet (Pfeifgas). Die Knallgasprobe ist die „klassische“ Methode zum Nachweis und ist besonders in Schulversuchen beliebt. Sehr viel genauer lässt sich das Element mit Hilfe der Kernspinresonanzspektroskopie (kurz NMR; nuclear magnetic resonance) nachweisen, die daher bevorzugt im Laborbetrieb angewandt wird. Dabei macht man sich quantenmechanische Gegebenheiten zu Nutze: Der Kernspin eines Wasserstoffatoms kann sich in einem angelegten äußeren Magnetfeld unterschiedlich ausrichten. Dadurch liegt der Atomkern in einem von zwei möglichen Energiezuständen vor, deren Differenz um so größer ist, je stärker das äußere Magnetfeld ist. Diese Differenz ist charakteristisch für jedes Element und kann durch Strahlungsanregung gemessen werden.

Verbindungen

Wasserstoff geht mit den meisten chemischen Elementen Verbindungen mit der allgemeinen Summenformel EHn (n = 1, 2, 3, 4) ein. Einige wenige dieser Elementwasserstoffe sind nur in Form so genannter Addukte wie Lm · EHn (L steht für einen Liganden, wie zum Beispiel PR3 (Phosphor-organische Verbindungen) oder CO (Kohlenmonoxid)) bekannt. Wasserstoff kann in Verbindungen sowohl positive als auch negative Ladungsanteile tragen. Das ist abhängig davon, ob der Bindungspartner eine höhere oder eine niedrigere Elektronegativität als Wasserstoff (2,2) besitzt. Eine Grenze zwischen den beiden Verbindungstypen lässt sich nicht scharf im Periodensystem ziehen, da zum Beispiel das Säure-Base-Verhalten mit berücksichtigt werden muss. Eine mehr oder weniger willkürliche Betrachtung besagt, dass Wasserstoffverbindungen der Elemente Bor, Silizium, Germanium, Zinn und <