Wasserstoff ⇒ häufigstes Element im Universum ⇒ Isotope, natürliche Häufigkeit ⇒ Eigenschaften ⇒ Natürliche/künstliche Gewinnung von 31T ⇒ Natürliches Wasserstoff enthält: 99.9855 % 1H (Protium, leichten) 0.0145 % 2H (Deuterium, schweren) 10-5 % 3H (Tritium, super schweren) ⇒ Technische Synthesen: 1. Petrochemische Prozesse, einschließlich der Kohlevergasung 2. Elektrolyse wässriger Lösungen 3. Steam-Reforming-Verfahren Eigenschaften Farbe Wasserstoff-Wert farblos geruchslos Zustand bei RT Gas mpt. / °C -259.19 bpt. / °C -252.76 Brennbarkeit brennbar d(H-H) (g) 0.74155 Ǻ H2O Löslichkeit 2.15 L H2 in 100 L H2O bei 0°C/1 atm. 0.070 gcm-3 ρ(H2) bei bpt. T (K) 1000 1500 2000 2500 3000 %-Spaltung 0.00003 0.020 0.582 4.21 14.4 ⇒ die Thermolyse von H2O für die Herstellung von H2 spielt keine wesentliche Rolle. 3500 30.9 1 Die Gewinnung von Wasserstoff aus H2O ⇒ Elektrochemische Spaltung Elektrolyse von H2O → H2 + O2 sehr reines Produkt Länder mit billiger Hydro-Energie (Ägypten, Indien, Norwegen) ⇒ Chemische Spaltung 1. Kohlevergasung Erster Schritt liefert ’Synthese-Gas’ oder ‚Wasser-Gas’ als Produkt (CO/H2-Mischung) (Endotherm !) Zweiter Schritt nützt die Kohlenstoffmonoxid-Konversion (Exotherm !) Katalysatoren: 200 ≤ T ≤ 250°C (tief-T Konversion) Cu, Zn und Al-Oxid-Mischungen 300 ≤ T ≤ 500°C (normalerweise benützte T) Fe und Chrom-Oxid-Mischungen 2 ⇒ Chemische Spaltung 2. Reaktion von ‚Hydriden’ mit H2O z. B. CaH2 Die Gewinnung von Wasserstoff aus Kohlenwasserstoffen ⇒ Chemisches Cracken von Kohlenwasserstoffen Kombination von thermischem Kohlenwasserstoff-Cracken mit Oxidation des gebildeten Kohlenstoffs, nötiger Sauerstoff aus H2O, anschließende Reaktion des mitgebildeten CO mit Dampf → CO2 3 Chemie des Wasserstoffs ⇒ Heterolytische bzw. Homolytische Spaltung der H-H-Bindung ⇒ Brønsted-Säure/-Base Eigenschaften ⇒ Lewis-Säure/-Base Eigenschaften ⇒ bildet EHn-Verbindungen mit fast allen Elementen ⇒ wirkt als Reduktions- bzw. Oxidations-Mittel ⇒ Hydrogenierungs-Reaktionen: Addition von H2 an Elemente ⇒ metallische Form bei sehr hohem Druck ⇒ Redox-Verhalten ⇒ Atomarer Wasserstoff ‚light’ (leicht): ‚heavy’ (schwer): ‚superheavy’ (super-schwer): 1 ⇒ Protium 2 1H ⇒ Deuterium 3 1H ⇒ Tritium 1H 4 Chemie des ‚schweren Wasserstoffs’ ⇒ Gewinnung von D2: 1. Fraktionierung von natürlichem H2 2. Spaltung von schwerem Wasser (a) elektrolytisch (technisch) (b) chemisch Eigenschaften Sdp. / K Dampfdruck bei Smp. (Torr) Dissoziationsenergie bei 298 K in kJ mol-1 H2 20.39 55.1 HD 22.13 92.9 D2 23.67 128.5 HT 23.6 124.6 DT 24.3 142.9 T2 25.04 162.0 436.2 439.6 443.6 440.9 445.5 447.2 Dissoziationsenergie, Dampfdruck, Siedepunkte H2 D2 + + T2 T2 2 HT 2 DT 5 Allgemeine Formeln und Trends von Wasserstoff-Verbindungen ⇒ bildet mit jedem Element (außer den Edelgasen) mindestens eine Verbindung des Typs EHn ⇒ Hauptgruppen: stoichiometrische-Verbindungen I EH II EH2 Hauptgruppen III IV V (EH) (EH2) EH3 EH3 EH4 EmHn mit E-E-Bindungen (E = B, C → Sn; N → Sb; O → Se) VI EH2 VII EH ⇒ Nebengruppen: oft nicht-stoichiometrisch III EH≤3 IV EH≤2 V EH≤2 Nebengruppen VI VII EH≤2 VIII oder 0 EH≤2 I EH II EH2 6 Nomenklatur von Hauptgruppen-Wasserstoff-Verbindungen ⇒ bildet mit jedem Element (außer den Edelgasen) mindestens eine Verbindung des Typs EHn ⇒ H kann positive oder negative Partial-Ladung besitzen ⇒ Liganden, die an das Zentralatom gebunden sind, beeinflussen die Partial-Ladung des H ⇒ Ab Bor bzw. Si, Ge, Sn, Pb links = δ-H Ab C, P, As, Sb, Bi rechts = δ+H ⇒ Nomenklatur folgt nicht der Partialladung des H Beschreibung Protonenaddukte von EHn Deprotonierungsprodukte Hydridaddukte von EHn Name, Endung ..............onium ..............id ..............at Beispiel Oxonium, Telluronium Hydrogensulfid 7 Wasserstoff-Verbindungen ⇒ Hydride (3 großen Klassen) gruppiert aufgrund von Δχ, Δ(Polarität), Strukturunterschieden 1. Kovalente oder molekulare Hydride ⇒ flüchtige, normalerweise p-Block-Hydride ⇒ kleine Δχ ⇒ H schwach positiv oder negativ polarisiert ‚Periodensystem der Elementhydride 2. Metallische Hydride ⇒ Verbindungen mit d- oder f-Block-Elementen ⇒ häufig nicht stoichiometrisch ⇒ elektrisch leitende Feststoffe ⇒ Hydrierungs-Katalysatoren 3. Salzartige Hydride ⇒ Kombination von H mit sehr elektropositiven s-Block-Metallen ⇒ nichtflüchtig ⇒ typisch ionische Strukturen ⇒ nicht-leitend im festen Zustand 8 Salzartige Wasserstoff-Verbindungen ⇒ Typisch ionische Strukturen aber kleine Δχ zwischen M und H lassen wenig ionischen Charakter erwarten: Verbindung LiH NaH KH Gitterenergie (kJ mol-1) 913 810 712 MgH2 CaH2 SrH2 2709 2428 2261 Metallartige Wasserstoff-Verbindungen ⇒ Hauptsächlich bei Übergangsmetallen ⇒ ‚typische Metallstrukturen’, wobei der Wasserstoff eingelagert ist: ‚Einlagerungsverbindungen’ oder ‚interstitielle Verbindungen’ ⇒ Wasserstoff besetzt oktaedrische bzw. tetraedrische Lücken einer verzerrte kubisch- oder hexagonaldichtesten Packung von Metall-Atomen. 9 Kovalente Wasserstoff-Verbindungen ⇒ Hydride der 13. Gruppe sind unter normalen Bedingungen polymer ⇒ δ+/δ-H-Extrem-Fälle ⇒ BH3 vs. B2H6 ⇒ Anionische- bzw. kationische Wasserstoff-Brücken-Bindungen Molekül HF HCl HBr HI d(E-H) / Ǻ 0.917 1.274 1.415 1.609 H2O H2S H2Se H2Te 0.957 1.334 1.47 1.69 10 Wasserstoff-Brücken-Bindungen ⇒ Was ist eine Wasserstoff-Brücken Bindung ? ⇒ anziehende Kraft ⇒ kovalenter Protonen-Donor ⇒ Protonen-Akzeptor-Atom ⇒ elektrostatische Wechselwirkung ⇒ korreliert mit der Acidität des H-Atoms und der Basizität von B Eine kurze Geschichte: ⇒ Werner, 1902 Ammoniumhydroxid ist das Additions-Produkt von Ammoniak mit Wasser: ⇒ Latimer und Rodebush, 1920 (erster endgültiger Hinweis) Wenn ein H-Atom zwischen zwei Oktetts vorliegt, dann liegt eine schwache H-Bindung vor; ebenso kann eine Kette oder ein Netzwerk existieren. ⇒ Coulson, 1957: 3 Haupt-Beiträge und 1 Neben-Beitrag zur Gesamtenergie einer H-Bindung: (i) Elektrostatische-Energie (ii) Delokalisierungs-Energie (iii) Abstoßungs-Energie 11 Experimenteller Beweis für Wasserstoff-Brücken-Bindungen ⇒ Abnormale Schmelz- und Siede-Punkte ⇒ Abnormale Dipolmomente ⇒ Hohe Viskositäten ⇒ Löslichkeit ↓ ⇒ Signifikante Frequenz- und Intensitäts-Änderungen in den IR- und Raman-Spektren ⇒ Internukleare H...B Abstände < van-der-Waals-Abstände, aber > als kovalente und ionische Abstände ⇒ H-Bindung ist viel schwächer im Vergleich zu einer normalen ‘chemischen Bindung’. Die Stärke schwankt beträchtlich mit A-H und B 12 Was sind charakteristische Eigenschaften für Wasserstoff-Brücken-Bindungen ⇒ typische Länge H.........O = ~ 1.8 Ǻ ⇒ typische Winkel: ~ 180 ± 20° ⇒ lineare und nicht lineare sind möglich ⇒ typische Energie ~ 20 kJ mol-1 ⇒ symmetrisch oder antisymmetrisch möglich ⇒ Proteine, Wasser etc. In der ersten Nährung ist es eine elektrostatische Anziehung zwischen einem elektropositiven Wasserstoff-Atom und einem elektronegativen Atom (oder einer Gruppe, z. B. H2O). 13 Der Einfluss der Wasserstoff-Brücken-Bindungen ⇒ Intra- und inter-molekulare Wasserstoff-Brücken-Bindungen ⇒ Warum ist der Siedepunkt von Wasser +100°C, aber der von H2S –60°C !? ⇒ Was sollte höher sein, der Siedepunkt von Ethanol (H3C-CH2-OH) oder Methoxymethan/ Dimethylether (H3C-O-CH3) und warum ? 14 Der Einfluss der Wasserstoff-Brücken-Bindungen ⇒ Warum ist die X-H Bindung in X-H··········Y länger als in freien X-H ? ⇒ Warum ist die ν(X-H) in X-H··········Y zu niedrigerer Wellenzahl verschoben im Vergleich zu freiem X-H ? ⇒ Wie ist der Stärke der X-H Bindung in X-H··········Y im Vergleich mit freiem X-H ? Warum eine Rot-Verschiebung? (zu niedrigerer Wellenzahl) ⇒ Stärke der H··········Y-Bindung bzw. X-H-Bindung (vgl. freies H-X) ⇒ Länge der H-X-Bindung ⇒ Verschiebung der X-H-Bindung vgl. freies H-X ⇒ Dipolmomente 15 HF: Eine der "einfachsten" und wichtigsten fluorhaltigen Verbindungen 16 Ein Vergleich zwischen den HX-Verbindungen Ist HF den anderen HX-Verbindungen (HCl, HBr, HI) ähnlich? Eigenschaften Farbe (RT) Zustand (RT) Siedepunkt (°C) Schmelzpunkt (°C) BDE (kJ mol-1) HX · xH2O/HyOx+Xbekannt? Dissoziation von HX in H2O d(H-X) / Å ΔHf° (kJ mol-1) HF HCl HBr HI farblos flüssig 19.5 -83.4 574 (H2O)x HF x = 1, 2, 4 ~8% farblos Gas -84.2 -114.7 428 (H2O)x HCl x = 1, 2, 4, 6 100 % farblos Gas -67.1 -88.6 363 (H2O)x HBr x = 1, 2, 3, 4, 6 100 % farblos Gas -35.1 -51.0 295 (H2O)x HI x = 1, 2, 3, 4 100 % 0.917 -271.12 1.274 -92.31 1.414 -36.40 1.609 26.48 Greenwood, N. N. & Earnshaw, A., Chemistry of the Elements, Pergamon Press, S. 929. 17 Wie reaktiv ist HF gegenüber Glas? Die technischen Schwierigkeiten beim Arbeiten mit HF und Supersäuren: (i) HF reagiert mit Glas (ii) HF ist sehr giftig und ätzend (iii) Wasserfreies HF ist bei RT gasförmig (iv) Niedrige Viskosität (v) Kann getrocknet werden (vi) Verursacht schwere Verätzungen Industrielle Verwendung von HF: * * * * * Herstellung von CFC´s (~ 37 %) Al-Produktion (~ 40 %) Uran-Verarbeitung (~ 7 %) "Petroleum"-Alkylierungs-Katalysatoren (~ 5 %) Glas-Ätzung (~ 10 %) Bromine trif luoride Dinitrogen tetraoxide Fluorsulf uric acid Hydrogen f luoride Sulf uric acid Sulf ur dioxide Ammonia Water Liquid range/K 200 300 400 500 600 T. A. O'Donnell, Superacids and Acidic Melts as Inorganic Chemical Reaction Media, 1993, VCH, New York. Es ist nicht einfach, mit wasserfreiem HF zu arbeiten! 18 Der Einfluss von Wasserstoff-Brücken-Bindungen auf die Struktur von HF-Verbindungen F F H F 157 pm H H H 120° F H 92 pm H F F Struktur von HF im festen Zustand F Struktur eines (HF)6-Hexamers H H F H F 104° H o H H F F F F F - o F - o F o F F 2.26 - H 2.45 A H 45 2. F A F H - F o H H - Ho F 48 2. F A F 2.28 H H H Hydrogendifluorid-Ion H 2.40 A H F F 113 pm - F H - H F H F o 32 2. F F - F F H H - Ho F - 2.27 H H F F F F H2F3- H3F4- H4F5- H3F4- H5F6- Hollemann und Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Walter de Gruyter, S. 457. 19 Superacids / Supersäuren? IUPAC-Definition der Supersäuren: Eine Supersäure ist eine Substanz mit hoher Acidität, die größer oder gleich ist als jene von 100%-iger-Schwefelsäure. Beispiele der Supersäuren Formel HF HSO3F HN(SO2CF3)2 CF3SO3H H(CB11H6X6) Trivialname Fluorwasserstoffsäure Fluorschwefelsäure kein Trivialname Triflic / Trifluormethansulfonsäure kein Trivialname * Die Stärke einer Supersäure kann durch Zugabe einer LewisSäure verstärkt werden (Hammett´sche Aciditäts-Funktion). Ho-Wert -15.1 -15.1 -14.1 T. A. O´Donnell, Superacids and Acidic Melts as Inorganic Chemical Reaction Media, 1993, VCH Publishers, Inc. 20 Supersäuren und Hammett´sche Aciditätsfunktion Für "normale" wässrige Säure-Base-Systeme gilt: ΔpH = ΔpKW (Ionenprodukt des Wassers, also pH von 0 → 14) Sehr starke Säuren: pKA < 0 (HClO4, H2SO4: pKA ≈ - 3) Supersäuren (SS): pKA << 0 (2 HF H2F+ + F-) (2 HSO3F H2SO3F+ + SO3F-) Noch bessere SS durch Zugabe von LS (Adduktbildung): HF / BF3 oder HSO3F / SbF5 Beispiel: 2 HSO3F + LS H2SO3F+ + SO3F-.LS (GG nach rechts) Messung (photometrisch) der Acidität von SS erfolgt über (sehr) schwache Indikatorbasen B (z. B. Nitroanilin = O2N-C6H4-NH2): BH+ B + H+; KD = [B] [H+] / [BH+]; - log KD = pKD pKD = - log {[B] [H+] / [BH+]} = - log [H+] - log [B] / [BH+] Nach Hammett: Ho ≙ - log [H+] (wenn verdünnt: Ho ≈ pH) pKD = HO - log [B] / [BH+] Hammett´sche Aciditätsfunktion: Ho = pKD + log [B] / [BH+] Maß für den pH-Wert von SS 21