Hydrogen er grunnstoffet som har atomnummer 1 i periodesystemet. Frem til ca. 1960 ble det kalt vannstoff. Hydrogenatomet er det enkleste av alle atomer. Et nøytralt hydrogenatom inneholder bare ett elektron, og atomkjernen inneholder bare ett proton.

Hydrogen plasseres vanligvis i første gruppe i første periode i periodesystemet. Egentlig passer det dårlig der, da de andre grunnstoffene i den gruppen er metaller. Det ligner mer på fluor, som står først i gruppe 17, siden både hydrogen og fluor er gasser med bruttoformel X2 (henholdsvis H2 og F2). Det passer derfor bedre å plassere H på midten av periodesystemet for å markere at H på mange måter er unikt.

Ordet hydrogen brukes også som kortform for hydrogengass, noe som kan gi opphav til misforståelser. Hydrogengass er en brennbar gass ved romtemperatur. Gassen består av molekyler med summeformel H2(g).

Det er to stabile isotoper av hydrogen: 1H (99,985 %) og 2H (0,015 %). Den første kalles protium og den andre deuterium. Deuterium har ett nøytron i kjernen i tillegg til ett proton. Vann med deuterium i stedet for alminnelig protium kalles tungtvann.

Den ustabile isotopen 3H med halveringstid på 12,26 år kalles tritium. Isotopene kan skilles fra hverandre, og stoffer anriket på deuterium eller tritium brukes som sporstoffer til å teste teorier for reaksjonskinetikk og kjemisk likevekt. Organiske løsemidler hvor H-atomene er deuterium brukes i kjernemagnetisk resonans (NMR).

Hydrogengass er en fargeløs gass uten lukt og smak. Gassen leder varme bedre enn noen annen gass; varmeledningsevnen er for eksempel fem ganger høyere enn luftens. Gassen er uløselig i vann. Gassen selges under trykk på en stålbeholder.

Gassen kondenserer ved ved en temperatur på 20,28 K (kelvin) til en væske som fryser til et fast stoff ved 14,01 K.

Det er oppdaget flere allotrope former av H2(s) med forskjellig isotopsammensetning. Lavtemperaturformene er kubiske og høytemperaturformene heksagonale. Molekylene ligger ikke i ro i gitteret, men hopper mellom forskjellige posisjoner.

Under meget høyt trykk blir hydrogen et metall, det vil si at molekylene spaltes og blir til protoner i en sjø av elektroner.

Hydrogengass brenner i luft med svakt blålig, lysende, meget varm flamme til vann. Reaksjonsligningen er

H2(g) + ½O2(g) → H2O(l)

ΔHof = −286 kJmol−1

Her ΔHof dannelsesentalpien for vann, det vil si den energien som frigjøres når ett mol hydrogengass brenner.

Ved vanlige temperaturer reagerer hydrogen- og oksygengass med hverandre kun i nærvær av en katalysator, for eksempel finfordelt platina eller palladium. Over ca. 550 °C reagerer de med hverandre uten katalysator.

Ved antenning er reaksjonen mellom hydrogengass og oksygengass eksplosiv. Reaksjonen er særlig voldsom når gassblandingen består av to volumdeler hydrogen og en volumdel oksygen, det vil si i samme forhold som de danner vann. En slik blanding kalles knallgass.

Også andre blandingsforhold er eksplosive, og 4,1 volumprosent hydrogen i luft er tilstrekkelig til å gi eksplosjon. Man må derfor være ytterst forsiktig med alt som kan frembringe gnister eller flammer der det arbeides med hydrogen, for eksempel i rom hvor bilbatterier står til lading. I brennere som er basert på knallgass, kan temperaturen på flammen bli 2700–2900 °C.

Et proton har spinn ½, det vil si at det kan innta to retninger i rommet. I et H2-molekyl hvor begge atomene er protium, kan spinnene enten være likt eller motsatt rettet. Samlingen av de molekylene hvor spinnene er likt rettet kalles ortohydrogen (eller singletthydrogen), mens samlingen av de molekylene hvor spinnene er motsatt rettet kalles parahydrogen (eller tripletthydrogen).

Mengdeforholdet mellom orto- og parahydrogen er temperaturavhengig. Ved lavere temperaturer dominerer parahydrogen mer og mer, og ved romtemperatur utgjør ortohydrogen 75 prosent. I flytende hydrogen er mer enn 95 prosent parahydrogen, og ved det absolutte nullpunkt foreligger kun parahydrogen.

Tilsvarende gjelder for H-atomene i verdensrommet. Da er de to spinnene protonet og elektronet. Det kan forekomme overgang mellom de to formene. Da sendes det ut mikrobølgestråling med bølgelengde på ca. 21 cm. Denne strålingen ble oppdaget på jorden i 1951 og er siden brukt i radioastronomien til å bestemme spiralstrukturen av vår galakse, Melkeveien.

På Jorden forekommer fritt hydrogen i svært små mengder. Det er påvist i vulkanske gasser, enkelte mineraler, i kullgruver, oljekilder og naturgasser. Hydrogen er også påvist i spormengder i den nedre delen av atmosfæren, men på grunn av hydrogenmolekylenes lave masse og tilsvarende høye hastighet, vil de unnslippe Jordens gravitasjonsfelt. I høyere atmosfærelag er hydrogen til stede i større mengder. I en høyde av 2000–20 000 km er Jorden omgitt av et tynt hydrogenhylster.

Det aller meste av hydrogen på Jorden er kjemisk bundet. Størsteparten foreligger i form av vann, som inneholder 11,2 masseprosent hydrogen. Hydrogen er videre kjemisk bundet i forbindelser som petroleum, proteiner, karbohydrater, fett og alkoholer. I gjennomsnitt er hvert 6. til 7. atom i jordskorpen et hydrogenatom.

I Solen og universet ellers er hydrogen det dominerende grunnstoffet. Ca. 57 prosent av Solens masse er hydrogen, ca. 40 prosent er helium og bare ca. 3 prosent er tyngre grunnstoffer. 84 prosent av Solens atomer er hydrogenatomer. I universet som helhet er det beregnet at ca. 90 prosent av alle atomene er hydrogenatomer.

I Solen og stjernene produseres energi blant annet ved at hydrogenatomer fusjonerer under dannelse av helium og positroner:

\[\ce{4^1_1H = ^4_2He + 2^0_1e + energi}\]

Hydrogen kan fremstilles på flere måter. I laboratoriet er det enkleste å reagere et uedelt metall, for eksempel sink, med syre:

Zn(s) + 2H3O+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l)

Hydrogen fremstilles i mindre mengder industrielt ved elektrolyse av vann (H2O (l)):

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

En metode som ble brukt tidligere var å reagere vanndamp med glødende koks:

C(s) + H2O(l) → CO(g) + H2(g)

Denne gassblandingen kalles syntesegass. Karbonmonoksidet kan oksideres videre ved å lede gassblandingen sammen med vanndamp over en katalysator ved ca. 500 °C:

CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)

Derved oppnås enda mer hydrogen. Ved fremstilling av koks fra kull fås en gass som inneholder mer enn 50 prosent hydrogen.

Petroleum (naturgass og olje) er det viktigste råstoffet i dag for fremstilling av hydrogen. Dette skyldes at hydrokarboner, som metan, etan og propan, kan avspalte hydrogen ved hjelp av kjemiske metoder. Ved en av disse, steam reforming process, reageres hydrokarbonene med vanndamp i nærvær av en nikkelkatalysator ved 800 °C, for eksempel

CH4(g) + H2O(g) → 3H2(g) + CO(g)

Karbonmonoksidet reageres videre med vanndamp som beskrevet ovenfor. Ved en annen metode omdannes petroleum til hydrogen og karbonmonoksid ved ufullstendig forbrenning med oksygen, for eksempel

2CH4 + O2 → 4H2 (g) + 2CO(g)

I mindre skala kan hydrogen fremstilles ved anaerob fermentering.

Særlig rent hydrogen kan fremstilles ved å lede urent hydrogen gjennom oppvarmede rør (membraner) av palladium eller en palladium–sølv-legering. Hydrogenet diffunderer gjennom røret, mens forurensningene blir tilbake. En annen metode for fremstilling av rent hydrogen er ved termisk spalting av metallhydrider.

Størstedelen av hydrogen som blir fremstilt industrielt, blir brukt til fremstilling av ammoniakk i Haber-Bosch-metoden:

3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)

En annen viktig anvendelse er hydrogenering av umettede organiske forbindelser, blant annet fremstilling av fast fett, vegetabilske og animalske oljer, fremstilling av bensin og smøreoljer. Viktig er også fremstilling av metanol fra karbonmonoksid og hydrogen:

CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)

og fremstilling av hydrogenklorid fra hydrogen og klor:

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

Ved å lede HCl-gassen ned i vann får man saltsyre.

Flere metaller, som wolfram og molybden, fremstilles fra oksidene ved bruk av hydrogen som reduksjonsmiddel, for eksempel

WO3(s) + 3H2(g) → W(s) + 3H2O(g).

Store mengder flytende hydrogen blir brukt som drivstoff for raketter og romskip sammen med flytende oksygen.

Vår viktigste energikilde, petroleum, er en begrenset ressurs, og vil bli en mangelvare. Derfor utføres det betydelig forskning for å vurdere hydrogen som energibærer for eksempel i en bil. Slik bruk av hydrogen byr på flere fordeler: Forbrenningsproduktet er vann som ikke forurenser omgivelsene, og på vektbasis er hydrogen et mer effektivt brensel enn for eksempel bensin. På den annen side er beholderen for hydrogen betydelig tyngre enn en bensintank.

Hydrogen danner forbindelser med alle grunnstoffene unntatt edelgassene. Slike binære forbindelser kalles ofte med et fellesnavn for hydrider.

Hydrogen er alltid enverdig i kjemiske forbindelser. Formelt oksidasjonstrinn er +I eller, mindre vanlig, –I. Hydrogen har en midlere elektronegativitet, og bindingene i hydrogenforbindelser har stor spennvidde når det gjelder polaritet.

Hydrogenionet H+ foreligger ikke fritt i vann, men i form av oksoniumionet H3O+. Ionet finnes også i faste hydrater av sterke syrer som perklorsyrehydrat, HClO4·H2O, H3O+ClO4.

Ettersom hydrogengass dannes ved tilsetning av syre til et et uedelt metall, har gassen sannsynligvis blitt fremstilt tidlig av alkymistene. Det var imidlertid først briten Henry Cavendish som studerte denne gassen nærmere i 1766. Han trodde på flogistonteorien og på at vann var et grunnelement, slik man hadde trodd fra oldtiden.

Først Antoine Laurent Lavoisier viste at vann er en kjemisk forbindelse mellom to gasser. Han ga dem navnene hydrogen og oksygen.

Atomsymbol H
Atomnummer 1
Atomvekt 1,00794
Smeltepunkt -259,35 °C
Kokepunkt -252,88 °C
Tetthet 0,08987·mg/mL
Oksidasjonstall -I, I
Elektronkonfigurasjon 1s

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål om eller kommentarer til artikkelen?

Kommentaren din vil bli publisert under artikkelen, og fagansvarlig eller redaktør vil svare når de har mulighet.

Du må være logget inn for å kommentere.