Die wichtigsten Verbindungen der Chalkogene mit Wasserstoff sind natürlich die Dihydride, die von allen Elementen bekannt sind. Darüber hinaus gibt es mit H₂O₂ und bei den schwereren Elementen zahlreiche Wasserstoffverbindungen mit E-E-Bindungen (im Fall von E=S die sogenannten Polysulfane).

5.2.1. Dihydrogenchalkogenide H₂X

	H2O	H2S	H2Se	H2Te
Sdp. [oC]	100	-61	-42	-2
Struktur	gewinkelte Moleküle, H-E-H-Winkel abnehmend
Säurestärke	⟶ zunehmend ⟶
thermische Stabilität	⟶ abnehmend ⟶
Bildungsenthalpien [kJ/mol]	-53	-4.8	+18	+34
Oxidierbarkeit	⟶ zunehmend ⟶
starke Atemgifte	⟶ zunehmend ⟶
Löslichkeit in H2O	⟶ abnehmend ⟶

Besonders wichtig sind die Unterschiede in den Schmelz- und Siedepunkten, die vor allem durch die starken Wasserstoffbrückenbindungen im Dihydrogenoxid bedingt sind.

Vorkommen und Gewinnung

• Wasser, H₂O
• Schwefelwasserstoff, H₂S, kommt im Erdgas in erheblichen Mengen vor (s. Schwefel-Gewinnung). Auch Wasser aus Schwefelquellen enthält H₂S. Die Darstellung gelingt am Bimssteinkontakt aus den Elementen H₂ + S ⟶ H₂S oder aus Sulfiden mit verdünnten Säuren, z.B. FeS + 2 HCl ⟶ FeCl₂ + H₂S (z.B. in einem Kippschen Apparat).
• Die Wasserstoffverbindungen der schwereren Homologe, H₂Se und H₂Te, können ebenfalls aus den Metallsalzen erhalten werden: Al₂Se₃/Al₂Te₃ + 6 HCl ⟶ Al₂Cl₆ + 3 H₂Se/H₂Te

Eigenschaften

• H₂O ist eine extrem beständige Verbindung. Sie bildet eine große Zahl strukturell interessanter kristalline Phasen (Eismodifikationen, s. Kap. 2.2. der Vorlesung Strukturchemie der Oxide). Die Anomalie des Wassers, die Tatsache das Eis eine geringere Dichte als flüssiges Wasser hat, ist für das Leben auf der Erde von extremer Bedeutung. Die charakteristische Neigung der Liquiduslinie, die eine negative Steigung hat, erlaubt ein Schmelzen unter Druck. Die Details werden in der Physikalischen Chemie ausführlich besprochen.
• H₂S ist ein brennbares, farbloses Gas, das übel riecht (klassische Stinkbomben! faule Eier!) und ein starkes Nervengift darstellt. Es verbrennt mit blauer Flamme und ist ein Reduktionsmittel. Ansonsten ist es aus der Analytik hinlänglich bekannt.
• H₂Se und H₂Te sind deutlich endotherme Verbindungen.

Analytischer Nachweis der Anionen

• durch Fällen als PbS oder CdS.
• Im Sauren durch die Oxidation zu elementarem Schwefel und gleichzeitiger Reduktion von I₂ zu Iodid.
• Im Alkalischen erfolgt hierbei, d.h. unter gleichen Bedingungen, die Reduktion bis zum Sulfat (S^VIO₄^2-).

5.2.2. Andere Wasserstoffverbindungen

H₂O₂ (Wasserstoffperoxid)

• H₂O₂ ist ein gewinkelt aufgebautes Molekül. Die Bindungswinkel und Abstände im Gas sind in Abb. 5.2.1. genannt. Im Festkörper beträgt der Winkel H-O-O dagegen 110 ^o und der Diederwinkel ist 90 ^oC.

  Abb. 5.2.1. Molekülstruktur von H2O2 ‣SVG

• Zur Darstellung gibt es verschiedene Wege:
  1. Es entsteht bei der Hydrolyse von Peroxiden, z.B. von Bariumperoxid: BaO₂ + H₂SO₄ ⟶ BaSO₄ + H₂O₂
  2. Wird bei der Elektrolyse von H₂SO₄ eine extrem hohe Spannung angelegt, dann wird Peroxodischwefelsäure gebildet, die bei der Hyrolyse H₂O₂ abgibt: HO₃S-O-O-SO₃H + 2 H₂O ⟶ H₂O₂ + 2 H₂SO₄
  3. Zur technische Darstellung wird ein Kreisprozess mit Pd-Kontakt gefahren, der auf der Reduktion von Anthrachinon zu Hydrochinon basiert; im Folgeschritt wird mit Luftsauerstoff wieder Anthrachinon und H₂O₂ gebildet:

     Abb. 5.2.2. Technische Herstellung von H2O2 ‣SVG

• Eigenschaften:
  • Wasserstoffperoxid ist eine sirupöse Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 150 ^oC.
  • Es ist nur metastabil und zerfällt z.B. bei Anwesenheit von Spuren von Schwermetallen gemäß: H₂O₂ ⟶ H₂O + ¹/₂ O₂ (-98 kJ/mol)
  • H₂O₂ ist eine schwache Säure mit einem pK_s-Wert von 12.
  • Es hat primär oxidierende Wirkung: H₂O₂ + 2 H₃O⁺ + 2 e^- ⟶ 4 H₂O (E⁰=+1.78)
  • Reduzierende Wirkung zeigt Wasserstoffperoxid nur gegen starke Oxidationsmittel wie z.B. MnO₄^-, PbO₂ oder O₃: H₂O₂ + 2 H₂O ⟶ O₂ + 2 H₃O⁺ + 2e^- (E⁰=+0.68V)
  • Wasserstoffperoxid bildet 'Additions'verbindungen mit Salzen wie z.B. Peroxohydrate, z.B. K₂CO₃ ^. 2 H₂O₂. Bekannt ist auch das in Waschmitteln als Bleichmittel verwendete Perborat (ACHTUNG, dieser Name ist nicht sinnvoll!), formal NaBO₂^.H₂O₂^. 3 H₂O oder kurz NaBO₂(OH)₂.3 H₂O mit der in Abbildung 5.2.3. wiedergegebenen Struktur.

    Abb. 5.2.3. Das Anion von 'Perborat' ‣SVG

• Wasserstoffperoxid wird in Mengen von ca. 1/2 Millionen Tonnen pro Jahr hergestellt und findet Verwendung:
  • als Bleichmittel.
  • für organische Peroxo-Chemikalien.
  • als Haarfärbemittel, Lebensmittelzusatz, Desinfektionsmittel.
  • zur Herstellung von Epoxiden usw...
• Der analytische Nachweis des Anions ist möglich mit den Peroxokomplexen von Ti(VI), [TiO₂]SO₄ (orangerot) oder von Chrom(VI) (Chromperoxid, CrO₅, tiefblau).

H₂S_x (Sulfane)