Entdeckung → 1766 durch Henry Cavendish bei der Reaktion unedler Metalle mit Säuren
Unglücke → 1937 Luftschiffskatastrophe mit dem Zeppelin LZ 129 Hindenburg in Lakehurst mit 35 Toten; Raumfahrtkatastrophen mit den US-Raumfähren Challenger sowie Columbia 1986 bzw. 2003
natürliche Vorkommen → in Verbindung als Element in Wasser, Ammoniak und organischen Stoffen; außerdem Hauptelement im Universum [z.B. auf der Sonne, auf Saturn und Jupiter und in anderen Galaxien]
Eigenschaften → farbloses, geruchloses Gas; viel kleinere Dicht als Luft [ρ = 0,0899 g·L–1], leichtestes Gas [über 14-mal leichter als Luft]; brennbar [im Gemisch mit Luft explosiv], kaum wasserlöslich
Verbrennung ⇒ 2 H2 + O2 → 2 H2O
Aufbewahrung → Stahlflaschen
Bau → Elementsubstanz; zweiatomige Moleküle mit Elektronenpaarbindung
Nutzung.
für chemische Synthesen [Ammoniak, Chlorwasserstoff usw. oder für Hydrierungen z.B. bei der Fetthärtung etc.], zum autogenen Schweißen und Brennschneiden von Stahl [heute seltener]
als Energieträger [Raketen, Wasserstofffahrzeuge etc.] und Energiespeicher [z.B. durch Elektrolyse mittel überschüssiger Solarenergie aus Wasser erzeugt]
Struktur von Wasserstoff.
Molekülmodell
LEWIS-Formel im Modell
Molekülformel H2
Darstellung im Labor.
im Kipp'schen Gasentwickler → durch Reaktion von einer Säurelösung mit einem unedlen Metall [hier Zink mit Salzsäure], exotherm hier mit Einrichtung zum pneumatischen Auffangen des Wasserstoffs Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 ; ΔH = –n kJ·mol–1
Herstellung in der Industrie.
Variante 1 → durch Dampfreformierung von Kohlenwasserstoffen, z.B. aus Methan [Hauptbestandteil des Erdgases] CH4 + H2O →← CO + 3 H2 ; ΔH = +206 kJ·mol–1 um mehr Wasserstoff zu erhalten, wird Kohlenstoffmonooxid mit Wasserdampf am Katalysator weiter zu Kohlenstoffdioxid umgesetzt [exotherm]: CO + H2O →← CO2 + H2 ; ΔH = –41 kJ·mol–1
Variante 2 → durch Zerlegung von Wasser mittels elektrischem Strom [Elektrolyse] 2 H2O →← 2 H2 + O2 ; ΔH = +571,8 kJ·mol–1
