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Intermolekulare Kräfte wie Dipol-, Dispersions- und Wasserstoffbrückenbindungen beeinflussen physikalische Eigenschaften von Flüssigkeiten und Festkörpern. Wasserstoffbrücken sind besonders wichtig für Wasser und die Struktur von Biomolekülen. Wasserstoff als Element besitzt zudem eine Sonderstellung im Periodensystem, charakteristische Isotope, chemische Reaktivität sowie bedeutsame Herstellungsverfahren und Anwendungen.
Intermolekulare Wechselwirkungen (auch Nebenvalenzkräfte oder Van-der-Waals-Kräfte genannt) sind physikalische Anziehungskräfte zwischen verschiedenen Molekülen. Sie grenzen sich von den intramolekularen chemischen Bindungen (Hauptvalenzkräfte) ab, die Atome zu Molekülen verbinden. Es gibt drei Formen: Dipol-Kräfte, Dispersionskräfte und Wasserstoffbrückenbindungen. Sie sind besonders in Flüssigkeiten und Festkörpern von Bedeutung, da die Moleküle dort nahe beieinander liegen; in Gasen sind sie vernachlässigbar. Im Vergleich zu kovalenten oder ionischen Bindungen sind alle intermolekularen Kräfte sehr schwach.
Dipol-Kräfte wirken zwischen Molekülen mit permanentem Dipolmoment, wie HCl. Die polaren Moleküle richten sich so aus, dass entgegengesetzte Teilladungen anziehend wirken. Dispersionskräfte (London-Kräfte) treten durch temporäre, durch Elektronenbewegung induzierte Dipole auf. Sie sind die schwächste Form, wirken jedoch zwischen allen Teilchen – auch unpolaren – und nehmen mit der Molekülgröße zu.
Wasserstoff ist das einfachste Element des Periodensystems und besteht im Grundzustand aus nur einem Proton und einem Elektron. In kovalenten Bindungen teilt es sein Elektron mit anderen Atomen. Wenn Wasserstoff jedoch an Partner mit einer sehr hohen Elektronegativität (die Fähigkeit, Elektronenpaare anzuziehen) gebunden ist, verschiebt sich die Ladungsverteilung extrem.
Die wichtigsten Partner für diese Bindungsart sind Fluor (F), Sauerstoff (O) und Stickstoff (N) – merkbar durch die Eselsbrücke 'FON-Regel'. Da diese Atome die Bindungselektronen stark zu sich ziehen, erhält der Wasserstoff eine positive Partialladung (Teilladung, Symbol δ+), während der Partner eine negative Partialladung (δ-) trägt.
Eine Wasserstoffbrückenbindung ist die elektrostatische Anziehung zwischen diesem positiv polarisierten Wasserstoffatom eines Moleküls und einem freien Elektronenpaar eines stark elektronegativen Atoms (F, O, N) eines benachbarten Moleküls. Mit einer Energie von etwa 10–40 kJ/mol ist sie etwa 5–10 % so stark wie eine kovalente Bindung, zählt aber dennoch zu den stärksten zwischenmolekularen Kräften. Biologisch sind Wasserstoffbrücken essenziell: Sie stabilisieren die Struktur von Proteinen (z. B. Kollagen in Haut, Keratin in Haaren, Myosin in Muskeln) und die Doppelhelix der DNA durch Basenpaarung.
Das Wassermolekül (H2O) ist das Paradebeispiel: Durch die gewinkelte Struktur und die polaren Bindungen wirkt es als Dipol (ein Molekül mit zwei entgegengesetzten Ladungspolen). Jedes Wassermolekül kann theoretisch bis zu vier Wasserstoffbrücken zu Nachbarmolekülen ausbilden, was zu einem stabilen Netzwerk führt.
Dieses Netzwerk erklärt die Anomalie des Wassers. Während sich fast alle Stoffe beim Abkühlen zusammenziehen und ihre Dichte erhöhen, erreicht Wasser seine höchste Dichte bei 4 °C. Kühlt es weiter ab, ordnen sich die Moleküle in einem weitmaschigen Kristallgitter an, um die Wasserstoffbrücken optimal auszurichten.
Durch dieses Kristallgitter im Eis nehmen die Moleküle mehr Raum ein als im flüssigen Zustand. Das bedeutet: Eis hat eine geringere Dichte als flüssiges Wasser und schwimmt deshalb oben. Ohne diese Anomalie würden Gewässer vom Grund her zufrieren, was das Überleben von Wasserorganismen im Winter unmöglich machen würde.
Wasserstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas und bei Normalbedingungen ein Nichtmetall. Das H2-Molekül ist unpolar und weist aufgrund schwacher intermolekularer Kräfte sehr niedrige Siedepunkte (-252,7 °C) und Schmelzpunkte (-259,1 °C) auf. Die Dichte von Wasserstoffgas beträgt nur 0,0899 g/L (Luft: 1,3 g/L). Wasserstoff ist in Wasser praktisch unlöslich, besitzt ein hohes Diffusionsvermögen und kann bei Metallen wie Platin und Eisen zur Wasserstoffversprödung führen. Mit einer Elektronegativität von 2,2 nimmt Wasserstoff eine Mittelstellung zwischen den Elementen der 1. und 7. Hauptgruppe ein. Im Weltall ist Wasserstoff mit 50% das häufigste Element und dient als Brennstoff der Sterne (Kernfusion). Auf der Erde kommt er zu 15% gebunden in Wasser und fossilen Rohstoffen vor. In hohen Konzentrationen bildet Wasserstoff mit Sauerstoff explosive Knallgasgemische.
Wasserstoff besitzt drei Isotope: Protium (1H, 99,985%), Deuterium (2H, 0,015%) und Tritium (3H, Spuren). Diese unterscheiden sich in der Neutronenzahl. Tritium ist radioaktiv und zerfällt unter Betastrahlung. Deuterium und Tritium finden Anwendung als Tracer in Chemie und Biochemie, als Bestandteil von Kernfusionsbrennstoff und in UV-Lichtquellen. Die Energie der Sonne stammt aus der Fusion von Wasserstoffkernen zu Helium.
Chemische Reaktionen mit molekularem Wasserstoff erfordern meist erhöhte Temperaturen, da die H-H-Bindungsenergie mit 431 kJ/mol relativ hoch ist. Mit stark elektropositiven Alkali- und Erdalkalimetallen bildet Wasserstoff salzartige Hydride mit Hydrid-Ionen (H-), z.B. Natriumhydrid (NaH) oder Calciumhydrid (CaH2). Mit Übergangsmetallen wie Palladium oder Nickel entstehen Einlagerungsverbindungen (nichtstöchiometrische Verbindungen mit metallischem Charakter), die als Wasserstoffspeicher dienen. In kovalenten Hydriden reagiert Wasserstoff mit Nichtmetallen: mit Halogenen zu Halogenwasserstoffen (z.B. H2 + Cl2 → 2 HCl), mit Sauerstoff zu Wasser (Knallgasreaktion, stark exotherm), mit Stickstoff zu Ammoniak (Haber-Bosch-Verfahren) und mit Kohlenstoff zu Methan (Kohlehydrierung). In komplexen Anionen wie [BH4]- und [AlH4]- fungiert Wasserstoff als Oxidationsmittel. Zudem wird Wasserstoff in der Metallurgie zur Reduktion von Metalloxiden eingesetzt, z.B. CuO + H2 → Cu + H2O.
Industriell wird Wasserstoff hauptsächlich durch Steam-Reforming aus Erdgas gewonnen: Methan reagiert mit Wasserdampf bei 900 °C an einem Nickelkatalysator zu Kohlenmonoxid und Wasserstoff (CH4 + H2O → CO + 3 H2). In einem zweiten Schritt, der Kohlenoxid-Konvertierung, wird CO mit weiterem Wasserdampf bei 450 °C zu CO2 und H2 umgesetzt. Im Labormaßstab wird Wasserstoff häufig durch Reaktion unedler Metalle mit Säuren hergestellt, z.B. Zink mit Salzsäure: Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2.
Wasserstoff wird vielfältig technisch genutzt: als Raketentreibstoff (flüssiger Wasserstoff), zur Ammoniaksynthese (Haber-Bosch-Verfahren), als Reduktionsmittel zur Gewinnung von Metallen wie Molybdän und Wolfram, zur Methanolherstellung (CO + H2), zur Synthese von Chlorwasserstoff, in der Erdölraffination und als Brenngas beim Schweißen.
