Beispiele

:Hinweis: Die Beispiele zeigen hypothetische Elemente. Bis zum Jahr 2004, ist Ununquadium, Element 114, das höchste bestätigte Element; Die Elemente 115 (Ununpentium) und 116 (Ununhexium) müssen noch bestätigt werden.

Trivia

Ein Element hat einen systematischen Namen, der dem dauerhaften Namen sehr ähnlich ist und dasselbe Symbol hat. Es ist Element 8: "Octium" (O), besser bekannt als Sauerstoff (O).

Eka- und Dwi-

Ein historisches System, Namen für noch nicht entdeckte Elemente zu bilden, benutzte die Vorsilben Eka und Dwi um diejenigen Elemente zu bezeichnen, die im Periodensystem einen bzw. zwei Plätze unter dem Ausgangselement standen. So wurde das Technetium als Eka-Mangan und das Rhenium als Dwi-Mangan bezeichnet. Der Nachteil des Eka-Dwi-Systems ist, daß nicht alle chemischen Elemente so beschrieben werden können – wenn eine neue Unterschale auftaucht, haben die entsprechenden Elemente keine passenden Vorgänger.

Links

- [http://iupac.chemsoc.org/reports/provisional/abstract04/RB-prs310804/Chap3-3.04.pdf The IUPAC recommendation]. Untitled draft, March 2004. (PDF, 143 kB).
- [http://www.apsidium.com/theory/naming.pdf Systematic naming of Elements with Atomic Numbers Greater than 110] (PDF, 41 kB). Kategorie:Chemie ja:元素の系統名

Kernladungszahl

Die Ordnungszahl, auch Atomnummer oder Kernladungszahl, gibt die Anzahl der Protonen in einem Atomkern an. Ihr Formelzeichen ist Z. Atome mit gleicher Ordnungszahl gehören zum selben Element und haben somit das gleiche Verhalten bei chemischen Reaktionen. Sie wird links unten neben dem Elementsymbol angegeben, Beispiele: :₁H (Wasserstoff) oder ₈O (Sauerstoff) Da aber das Elementsymbol eindeutig die Ordnungszahl bestimmt, wird die Ordnungszahl selten – meist nur in tabellarischen Übersichten – in dieser Form angegeben. Siehe auch: Massenzahl, Isotop, Periodensystem Kategorie:Atomphysik Kategorie:Kernphysik als:Ordnungszahl ja:原子番号 ko:원자 번호 th:เลขอะตอม

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Valenzelektronen eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an.

Die Quantenzahlen

Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Hauptenergiestufe, die so genannte Schale, und die relative Größe des Orbitals. Die äußerste von Elektronen besetzte Schale bestimmt die Periode des Elements im Periodensystem. Die Schalen werden von 1 beginnend durchnummeriert oder mit den Buchstaben K, L, M, N ... bezeichnet. Die maximale Anzahl der Elektronen in den einzelnen Schalen ergibt sich aus der Formel 2·n². Theoretisch ergeben sich somit für die einzelnen Schalen: K-Schale (n=1) = 2 Elektronen L-Schale (n=2) = 8 Elektronen M-Schale (n=3) = 18 Elektronen N-Schale (n=4) = 32 Elektronen O-Schale (n=5) = 50 Elektronen Die Bahndrehimpulsquantenzahl l, der Drehimpuls, unterteilt die Schale in Unterschalen verschiedener Energieniveaus. Die Schale n besitzt genau n Unterschalen, nummeriert von 0 bis (n-1) oder mit den Buchstaben s, p, d, f, g, h ... bezeichnet. Ebenfalls wird die Gestalt der einzelnen Orbitale durch l bestimmt. Wie der Name schon sagt ergibt sich aus l der Bahndrehimpuls des jeweiligen Orbitals Die magnetische Bahndrehimpulsquantenzahl m gibt die Orientierung des Orbitals im Raum an. Außerdem macht m eine Aussage über das Verhalten des jeweiligen Orbitals in einem Magnetfeld und unterteilt jede Unterschale in 2l + 1 Orbitale, nummeriert von -l bis +l. Somit ergibt sich z.B. für das p-Orbital 3 Unterteilungen: px, py und pz. Jedes dieser kann von 2 Elektronen antiparallelen Spins besetzt werden (Siehe Pauli-Prinzip und Hundsche Regel) Durch diese 3 Quantenzahlen wird ein Orbital charakterisiert. n,l,m zeigen uns auf, welches Orbital von dem Elektron besetzt wird, z.B. n=2, l=1 zeigen, dass das Elektron in der 2.Schale aufgenommen wird und zwar in einem p-Orbital ( l=0 --> s / l=1 --> p / l=2 --> d, usw.)m charakterisiert nun noch, ob das px, py oder pz-Orbital vom Elektron besetzt wird. Das Elektron selbst wird durch 4 Quantenzahlen eindeutig charakterisiert. Man muss hierzu berücksichtigen, dass Elektronen um ihre eigene Achse rotieren können, mit oder gegen den Uhrzeigersinn. Die Eigenrotation der Elektronen wird beschrieben durch die Spinquantenzahl s. s = +½ (↑, Spin-Up) oder s = -½ (↓, Spin-Down). Orbital

Notation

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch Angeben der besetzten Unterschalen beschrieben. Der Nummer der Schale folgt dabei der Buchstabe für die Unterschale und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Schale. So ergibt sich für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale der 2. Schale die Schreibweise 2p⁵. Bei mehreren Unterschalen wird die gemeinsame Schale weggelassen. Aus 2s² 2p³ wird 2s² p³. Eine weitere verkürzte Schreibweise erhält man, wenn man das Kürzel für das vorausgegangene Edelgas in eckige Klammern setzt und dann die Unterschalen angibt, die noch zum gewünschten Element fehlen. Diese wird wegen ihrer Kürze im Periodensystem verwendet: Beispiel: Chlor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ -> [Ne] 3s² 3p⁵ Daneben ist noch die anschauliche grafische Darstellung die Zellenschreibweise (Kästchenschema) üblich.

Regeln

Bei der Verteilung der Elektronen in der Atomhülle müssen verschiedene Regeln beachtet werden: Energieprinzip: Orbitale mit niedrigerem Energieniveau müssen zuerst aufgefüllt werden. Hundsche Regel: Orbitale gleichen Energieniveaus werden zuerst alle einfach besetzt, bevor sie doppelt besetzt werden. Pauli-Prinzip (auch Pauli-Verbot): Es darf keine zwei Elektronen mit übereinstimmenden Quantenzahlen geben. D.h. Wenn 2 Elektronen schon in n, l, und m übereinstimmen und somit ein und das selbe Orbital besetzten, müssen sie in der vierten Quantenzahl s ( Spinquantenzahl ) unterschiedliche Werte aufweisen. Somit ergeben sich besetzte Orbitale mit antiparallelem (Elektronen-)Spin. Die Unterschalen werden in folgender Reihenfolge besetzt (zeilenweise geordnet): 1s (1. Periode) 2s 2p (2. Periode) 3s 3p (3. Periode) 4s 3d 4p (4. Periode) 5s 4d 5p (5. Periode) 6s 4f 5d 6p (6. Periode) 7s 5f 6d ... (7. Periode) Von den oben genannten Regeln gibt es mehrere Ausnahmen, u.a.:
- Bei Lanthan besetzt zuerst ein Elektron ein Orbital der 5d-Unterschale bevor 4f aufgefüllt wird, bei Actinium besetzt entsprechend ein Elektron 6d bevor 5f aufgefüllt wird. Die Elektronen besetzen zuerst leere Orbitale innerhalb einer Unterschale.
- Bei Kupfer und Chrom wechselt ein Elektron des 4s Orbitals in das 3d Orbital, sodass das 4s Orbital trotz seines niedrigeren Energieniveaus nur einfach besetzt ist.
- Weitere Ausnahmen sind: Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Rd, Ag, Ir, Pt, Au, Gd und einige Actinoide: Ac bis Np und Cm.

Zusammenhang mit dem Periodensystem

Im Periodensystem entspricht die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale, den Sprung in eine neue Periode (siehe Reihenfolge der Elektronenbesetzung). Innerhalb einer Periode werden zuerst die s-Orbitale (2 Elektronen - 1. und 2. Hauptgruppe) und als letzte die p-Orbitale (6 Elektronen - 3. bis 8. Hauptgruppe) besetzt. Die Nebengruppen entprechen dem Besetzen der d-Orbitale (10 Elektronen - 10 Nebengruppen). Die Lanthanoide und Actinoide entsprechen der Besetzung der f-Orbitale (14 Elektronen). ok

Siehe auch

Bohr-Sommerfeldsches Atommodell [http://wwwex.physik.uni-ulm.de/Lehre/gk4-2005/node56.html Auflistung der Elektronenkonfiguration]

Quellen

- Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 2. Auflage, 1990 (für die Ausnahmen der Regel für die Besetzung der Atomorbitale) Kategorie:Physikalische Chemie ja:電子配置

Hauptgruppe

Gruppen sind senkrechte Spalten im Periodensystem. Die Einordnung der Elemente im Periodensystem wurde so vorgenommen, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften untereinander stehen. Die Übereinstimmung ist dabei bei den Hauptgruppen am größten. Das Periodensystem der Elemente besteht aus 8 Hauptgruppen (HG): Besonders deutlich ist die Übereinstimmung der Eigenschaften bei den Alkalimetallen, Erdalkalimetallen, den Halogenen und den Edelgasen. Die Elemente der Alkalimetalle sind Wasserstoff - wobei Wasserstoff eine Sonderstellung einnimmt, da es ein Nichtmetall ist - Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium. Die einzelnen Elemente kommen in der Natur nur in Verbindungen vor. Die Alkalimetalle haben eine geringe Schmelztemperatur, reagieren schnell und heftig mit Wasser und Sauerstoff, haben niedrige Dichten und zeigen charakteristischen Flammenfärbungen. Die Erdalkalimetalle zeigen ein ähnliches Verhalten wie die Alkalimetalle, sind aber in allen Eigenschaften abgeschwächt. Die Elemente der Halogene, die auch Salzbildner genannt werden, sind Fluor Chlor, Brom, Iod und Astat. Auch diese Elemente kommen in der Natur nur in Verbindungen vor. Da Fluor und Chlor recht schnell und aggressiv an der Luft reagieren, sollte man vorsichtig sein, mit ihnen Versuche durchzuführen. Die Elemente der Edelgase sind Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Sie kommen in der Natur elementar vor. Die Edelgase sind geruchlos, farblos und gasförmig. Sie sind in der Luft nur in geringer Menge vorhanden und reagieren so gut wie nicht mit anderen Stoffen; eine Eigenschaft, die sie mit den Edelmetallen gemeinsam haben. Deshalb nennt man sie Edelgase. Die Tatsache, dass die Elemente der Hauptgruppen ähnliche Eigenschaften haben, hängt mit dem Aufbau der Atome zusammen. Die Hauptgruppenelemente versuchen durch Reaktionen mit anderen Stoffen eine Edelgaskonfiguration der Elektronenhülle zu erreichen. Elemente in derselben Hauptgruppe müssen gleich viele Elektronen abgeben oder aufnehmen, um dies zu erreichen; daher resultieren die gleichen Eigenschaften. Die Masse eines Atoms wird in Atommasseneinheiten mit der Abkürzung u angegeben Kategorie:Chemie

Nebengruppe

Gruppen chemischer Elemente, die zum d-Block des Periodensystems gehören, bezeichnet man als Nebengruppe. Alle Nebengruppenelemente sind Metalle. Nebengruppen des Periodensystems sind:
- Gruppe 1: Kupfergruppe
- Gruppe 2: Zinkgruppe
- Gruppe 3: Scandiumgruppe
- Gruppe 4: Titangruppe
- Gruppe 5: Vanadiumgruppe
- Gruppe 6: Chromgruppe
- Gruppe 7: Mangangruppe
- Gruppe 8: Eisengruppe
- Gruppe 9: Kobaltgruppe
- Gruppe 10: Nickelgruppe Da die Nebengruppenelemente ein oder zwei Außenelektronen besitzen und die Unterschiede in der nächstinneren Schale liegen, sind sich Elemente verschiedener Nebengruppen chemisch ähnlicher als Elemente verschiedener Hauptgruppen. Kategorie:Stoffgruppe

Liste der chemischen Elemente nach Symbol

Die chemischen Elemente und deren Verbindungen werden üblicherweise als Formel mit Standardsymbolen geschrieben. Diese Symbole und die Schreibweise der Elementnamen werden von der IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) festgelegt und regelmäßig überprüft. Die Elementsymbole werden im Folgenden alphabetisch aufgelistet. Beispiele für die Symbol-Schreibweise: :H₂O – Wasser :KCl – Kaliumchlorid :NaCl – Natriumchlorid (Speisesalz)

Elemente

Auf dieser Seite bitte nur die empfohlene Schreibweise der IUPAC verwenden.

Weitere Darstellungsformen

- Liste der chemischen Elemente nach der Ordnungszahl
- Periodensystem mit Elektronenkonfiguration
- einfaches Periodensystem

Weblinks

- [http://www.iupac.org Homepage der IUPAC] !Liste der chemischen Elemente nach Symbol Elemente nach Symbol ja:元素の記号順一覧 ko:기호 순 원소 목록 simple:List of elements by symbol th:รายชื่อของธาตุตามสัญลักษณ์

Isotop

Isotope sind Nuklide mit gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Isotope stehen am gleichen Ort (griech. ισο [iso] – gleich, τόπος [topos] – Ort) im Periodensystem, aber an unterschiedlichem Ort in der Nuklidkarte. Ein Isotop umfasst also Atome eines Elements, die sich nur durch die unterschiedliche Anzahl von Neutronen im Atomkern unterscheiden. In der Regel besitzt jedes natürlich vorkommende Element ein oder wenige stabile Isotope, während die anderen Isotope radioaktiv (das heißt instabil) sind und früher oder später zerfallen. Es gibt jedoch auch Elemente, bei denen alle Isotope instabil sind und zerfallen.

Stabile Isotope

Mit 10 stabilen Isotopen hat Zinn die meisten natürlich vorkommenden Isotope. Bei 20 sogenannten Reinelementen gibt es nur ein stabiles Isotop. Diese Elemente sind: Beryllium, Fluor, Natrium, Aluminium, Phosphor, Scandium, Mangan, Kobalt, Arsen, Yttrium, Niob, Rhodium, Iod, Cäsium, Praseodym, Terbium, Holmium, Thulium, Gold, Bismut. Thorium besitzt zwar nur ein natürliches Isotop, dieses ist aber nicht stabil. Die Halbwertszeit ist mit 1,4 · 10¹⁰ Jahren sehr lang. In einigen Lehrbüchern wird es als 21. Reinelement aufgeführt. Nach neueren Untersuchungen ist das bisher für stabil gehaltene Isotop des Bismuts ein Alpha-Strahler mit extrem langer Halbwertszeit (1,9 · 10¹⁹ Jahre). Streng genommen gibt es somit nur noch 19 Reinelemente mit stabilem Isotop.

Bekannteste Isotope

Ein bekanntes Isotop ist ¹⁴C, das zur Altersbestimmung von organischen Materialien (Archäologie) benutzt wird (Radiokarbonmethode). Kohlenstoff (C) liegt hauptsächlich als stabiles Isotop ¹²C vor. Das Isotop ²³⁵U wird aus dem Natururan angereichert und als Brennstoff in Kernkraftwerken oder stärker angereichert in Atombomben verwendet.

Chemische Reaktionen bei Isotopen

In ihren chemischen Reaktionen unterscheiden sich Isotope geringfügig. Ein Beispiel ist die Elektrolyse von Wasser, bei der vorzugsweise Wasser mit dem normalen ¹H reagiert und in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt wird, während sich Wassermoleküle mit ²H (Schwerer Wasserstoff) im Restwasser anreichern. Grund hierfür sind die verschiedenen Nullpunktenergien der Isotope.

Isotope in der Analytik

Auch an ihren Spektrallinien können bei hoher Auflösung verschiedene Isotope eines Elements unterschieden werden (Isotopieverschiebung). Die Isotopenzusammensetzung in einer Probe wird in der Regel mit einem Massenspektrometer bestimmt. Isotope spielen ferner eine Rolle in der NMR-Spektroskopie. So werden beispielsweise in der NMR-Spektroskopie organischer Verbindungen ¹³C Isotope spektroskopiert, da sie im Gegensatz zum ¹²C einen detektierbaren Kernspin haben. Isotope werden auch in der Aufklärung von Reaktionsmechanismen oder Metabolismen mit Hilfe der sog. Isotopenmarkierung verwendet. Die Isotopenzusammensetzung des Wassers ist an verschiedenen Orten der Welt verschieden und charakteristisch. Diese Unterschiede erlauben es etwa bei Lebensmitteln wie Wein oder Käse, die Deklaration des Ursprungsortes zu überprüfen.

Benannte Isotope

Es gibt nur wenige Isotope, für die eigene Namen oder eigene Kürzel gebräuchlich sind:
- Das ²H-Isotop wird gewöhnlich als Deuterium (D) bezeichnet
- Das ³H-Isotop wird gewöhnlich als Tritium (T) bezeichnet

Siehe auch

- Isotopenuntersuchung
- Radioaktivität
- Halbwertszeit
- Radionuklid Kategorie:Kernphysik Kategorie:Kernenergie Kategorie:Chemie ja:同位体 ko:동위원소 simple:Isotope th:ไอโซโทป

Massenzahl

Die Massenzahl oder Nukleonenzahl bezeichnet die Anzahl der Nukleonen, der Kernbausteine, eines Atoms und gibt damit in etwa die Atommasse an. Ihr Formelzeichen ist A. Sie setzt sich zusammen aus der Anzahl Protonen und Neutronen. Die Anzahl der Protonen (Formelzeichen Z) definiert dabei die Ordnungszahl und damit den Namen des Atoms. Zur abgekürzten Darstellung eines bestimmten Kerns schreibt man links oberhalb des betreffenden Elementsymbols seine Massenzahl A und links unten seine Protonenzahl (Ordnungszahl Z). Atome können bei gleicher Zahl Protonen eine unterschiedliche Anzahl Neutronen haben. Die verschiedenen möglichen Kombinationen mit derselben Protonen-Zahl werden Isotope genannt. Beispielsweise besteht Wasserstoff in seinem normalen Zustand aus nur einem Proton und einem Elektron. Es kann jedoch auch ein Neutron in seinen Kern aufnehmen. Zur Kennzeichnung des Unterschiedes wird die Massenzahl dem chemischen Symbol des Elements oben vorangestellt, z.B. ²H für ein Wasserstoffatom mit einem Proton und einem Neutron, auch Deuterium genannt. Diese Atome, die Kerne mit gleicher Protonenzahl Z aber unterschiedlicher Neutronenzahl N besitzen, werden als Isotope bezeichnet. Siehe auch: Neutronenzahl, Periodensystem Kategorie:Kernphysik Kategorie:Atomphysik ja:質量数

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 $\backslash chi\_m$ = 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: :$\backslash mathrm$ :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. :$\backslash mathrm$ :Nascierender Wasserstoff vermag unter sauren Bedingungen violette Permanganatlösung zu entfärben. :$\backslash mathrm$ :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: :$\backslash mathrm$ :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 $\backslash mathrm^$, $\backslash mathrm^$, 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: :$\backslash mathrm$ :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:
- Energie