Oxidationsstufen des Wasserstoffs: Proton und Hydrid-Ion
Wasserstoff kommt in den Oxidationsstufen +I, 0 und −I vor, und daraus ergeben sich zwei sehr verschiedene Ionen: das nackte Proton und das Hydrid-Ion.
Das Wichtigste in Kürze
- Wasserstoff tritt in genau drei Oxidationsstufen auf: +I (Proton, gebunden an elektronegativere Partner), 0 (Element) und −I (Hydrid-Ion), nie in +II oder −II.
- In Metallhydriden wie \(\ce{NaH}\) oder \(\ce{LiH}\) hat Wasserstoff −I und das Metall +I, im Element \(\ce{H2}\) und in molekularem Tritium hat er 0.
- \(\ce{H2}\) wirkt als Reduktionsmittel (etwa gegenüber \(\ce{CuO}\)) und als Oxidationsmittel gegenüber sehr unedlen Metallen wie Natrium.
- Das Hydrid-Ion \(\ce{H-}\) hat die Heliumkonfiguration \(1s^2\) und ist isoelektronisch zu He und \(\ce{Li+}\), \(\ce{H+}\) ist das einzige Ion ohne Elektronen.
- Die hohe Leitfähigkeit von Oxonium-Ionen in Wasser beruht auf dem Grotthuss-Mechanismus, nicht darauf, dass das Proton ein nackter Kern ist.
- \(\ce{H2}\) ist eine extrem schwache Säure mit \(\mathrm{p}K_\mathrm{a}\) 35 bis 40, entsprechend ist \(\ce{H-}\) eine extrem starke Base.
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Worum es geht
Die Grundeigenschaften des Elements kennst du aus der Einheit zu Vorkommen und Darstellung des Wasserstoffs. Hier geht es darum, welche Oxidationsstufen Wasserstoff annimmt und wie sich die Ionen \(\ce{H+}\) und \(\ce{H-}\) unterscheiden. Das brauchst du in der Pharmazie etwa, um Reduktionen mit Hydridreagenzien wie Natriumborhydrid zu verstehen.
Oxidationsstufen
Das Wasserstoffatom besitzt nur ein einziges Elektron in der 1s-Schale. Es kann dieses Elektron abgeben oder ein zweites aufnehmen. Mehr ist nicht möglich. Nach der Abgabe ist kein Elektron mehr übrig, und die 1s-Schale fasst höchstens zwei. Deshalb kennt Wasserstoff genau drei Oxidationsstufen: +I, 0 und −I. Werte wie −II oder +II kommen nicht vor.
Welche Stufe vorliegt, entscheidet der Bindungspartner. Wasserstoff steht mit einer Elektronegativität von 2,20 etwa in der Mitte der Skala. Ist der Partner elektronegativer, etwa C, Cl oder O, werden ihm die Bindungselektronen formal zugeschlagen. H erhält dann +I. Ist der Partner ein elektropositives Element wie Na, Li oder Ca, kehrt sich das um. H erhält −I, und man spricht von einem Hydrid. Die Zählregeln findest du bei der Oxidationszahl.
| Teilchen | Partner | Oxidationszahl von H |
|---|---|---|
| \(\ce{NaH}\) | Na (+I) | −I |
| \(\ce{LiH}\) | Li (+I) | −I |
| \(\ce{CaH2}\) | Ca (+II) | −I |
| \(\ce{H2}\) | H | 0 |
| \(\ce{^3H2}\) (Tritium) | ³H | 0 |
| \(\ce{HCl}\) | Cl (−I) | +I |
| \(\ce{H2O}\) | O (−II) | +I |
Im Element ist die Oxidationszahl immer 0. Das gilt für \(\ce{H2}\) genauso wie für molekulares Tritium. Isotope unterscheiden sich nur in der Zahl der Neutronen, nicht in der Elektronenverteilung (Wasserstoffisotope).
Weil Wasserstoff von 0 aus in beide Richtungen gehen kann, wirkt \(\ce{H2}\) als Reduktionsmittel und als Oxidationsmittel. Gegenüber Metalloxiden gibt er Elektronen ab und wird zu +I oxidiert:
\[\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}\]
Gegenüber sehr unedlen Metallen nimmt er Elektronen auf und wird zu −I reduziert. Natrium wird dabei zu +I oxidiert:
\[\ce{2Na + H2 -> 2NaH}\]
Die zweite Rolle ist seltener. Nur die elektropositivsten Metalle können dem Wasserstoff ein Elektron überlassen.
Die drei Stufen +I, 0 und −I sind ein Examensklassiker. Achte besonders auf Metallhydride: In \(\ce{NaH}\) und \(\ce{LiH}\) trägt H die Stufe −I und das Metall +I, Stufen wie +II oder −II gibt es für Wasserstoff nie.
Proton und Hydrid-Ion
Nimmt das Wasserstoffatom ein Elektron auf, ist die 1s-Schale voll besetzt. Das entstehende Anion hat damit die Konfiguration \(1s^2\) des Heliums.
Das Hydrid-Ion \(\ce{H-}\) ist das Anion des Wasserstoffs in der Oxidationsstufe −I. Es trägt zwei Elektronen in der 1s-Schale und liegt in salzartigen Hydriden wie \(\ce{NaH}\) vor.
\(\ce{H-}\), He und \(\ce{Li+}\) sind isoelektronisch. Alle drei besitzen zwei Elektronen. Sie unterscheiden sich aber in der Kernladung: 1, 2 und 3. Je kleiner die Kernladung, desto lockerer hält der Kern die Elektronen. Das Hydrid-Ion ist deshalb das größte der drei Teilchen und leicht polarisierbar.
Gibt das Atom sein Elektron ab, bleibt nur der Kern übrig: ein einzelnes Proton. \(\ce{H+}\) ist damit das einzige Ion, das nur aus einem Atomkern ohne Elektronen besteht. Seine Ladung sitzt auf winzigem Raum. In Lösung existiert es deshalb nicht frei. In Wasser bindet es sofort an ein Wassermolekül und bildet das Oxonium-Ion \(\ce{H3O+}\) (Autoprotolyse und pH-Wert).
Oxonium-Ionen verleihen wässrigen Lösungen eine besonders hohe elektrische Leitfähigkeit, deutlich höher als etwa \(\ce{Na+}\). Dahinter steckt der Grotthuss-Mechanismus. Ein Oxonium-Ion reicht ein Proton über eine Wasserstoffbrücke an das Nachbarmolekül weiter. Dieses gibt seinerseits ein anderes Proton ab. Man kann sich das wie eine Eimerkette vorstellen: Die Ladung kommt schnell voran, obwohl jedes Teilchen fast an seinem Platz bleibt.
Die hohe Protonenleitfähigkeit beruht nicht darauf, dass \(\ce{H+}\) nur ein Kern ist. Freie Protonen gibt es in Wasser gar nicht, die Ladung wandert durch das Umklappen von O–H-Bindungen und Wasserstoffbrücken.
Acidität von H₂
Formal kann auch \(\ce{H2}\) ein Proton abgeben. Dabei bleibt ein Hydrid-Ion zurück:
\[\ce{H2 <=> H+ + H-}\]
Diese ungleiche Spaltung der unpolaren H–H-Bindung ist extrem ungünstig. \(\ce{H2}\) ist deshalb eine extrem schwache Säure mit einem \(\mathrm{p}K_\mathrm{a}\) von etwa 35 bis 40. Zum Vergleich: Essigsäure liegt bei 4,76. Dazwischen liegen mehr als 30 Zehnerpotenzen (Säurestärke).
Daraus folgt die Umkehrung. Die korrespondierende Base \(\ce{H-}\) ist extrem stark. Schon Wasser ist für sie eine weit stärkere Säure. Salzartige Hydride reagieren daher heftig mit Wasser zu Wasserstoff und Hydroxid:
\[\ce{NaH + H2O -> NaOH + H2 ^}\]
Redoxchemisch treffen hier H(−I) aus dem Hydrid und H(+I) aus dem Wasser aufeinander. Beide bilden gemeinsam H(0). Bildung und Reaktivität der verschiedenen Hydridtypen behandelt die Einheit zu den Hydriden.
Quiz
Aussage 1
Molekularer Wasserstoff ist eine schwache Säure mit einem \(\mathrm{p}K_\mathrm{a}\) in der Größenordnung der Essigsäure.
\(\ce{H2}\) ist eine extrem schwache Säure mit \(\mathrm{p}K_\mathrm{a}\) etwa 35 bis 40, mehr als 30 Zehnerpotenzen schwächer als Essigsäure.
Aussage 2
Das Hydrid-Ion \(\ce{H-}\) besitzt dieselbe Elektronenzahl wie das Lithium-Ion \(\ce{Li+}\).
Beide haben zwei Elektronen in der 1s-Schale, also die Heliumkonfiguration. Sie unterscheiden sich nur in der Kernladung.
Aussage 3
Bei der Bildung von \(\ce{NaH}\) aus Natrium und \(\ce{H2}\) wirkt Wasserstoff als Oxidationsmittel.
Wasserstoff wird von 0 zu −I reduziert und oxidiert dabei Natrium von 0 zu +I.
Aussage 4
In bestimmten Verbindungen kann Wasserstoff die Oxidationszahl +II erreichen.
Wasserstoff besitzt nur ein Elektron und kann höchstens dieses abgeben. Möglich sind nur +I, 0 und −I.
Aussage 5
In Lithiumhydrid trägt Lithium die Oxidationsstufe +I und Wasserstoff die Oxidationsstufe −I.
Lithium ist elektropositiver als Wasserstoff und gibt sein Elektron ab. Wasserstoff liegt als Hydrid-Ion vor.
Aussage 6
Oxonium-Ionen leiten in Wasser so gut, weil das Proton als elektronenfreier Kern besonders klein ist und frei durch die Lösung wandert.
Freie Protonen gibt es in Wasser nicht. Die hohe Leitfähigkeit entsteht durch den Grotthuss-Mechanismus, also die Weitergabe von Protonen über Wasserstoffbrücken.
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