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Hydroxide

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Dieser Artikel beschreibt die Stoffgruppe derHydroxide. Für das Ion sieheHydroxidion.
Metallhydroxidniederschläge: Eisen(III)-, Kupfer(II)-, Kobalt(II)- und Zinn(II)-hydroxid

Hydroxide sindsalzähnliche Stoffe, dieHydroxid-Ionen ([OH]−) als negative Gitterbausteine (Anionen) enthalten. Lösliche Hydroxide wieNatriumhydroxid undKaliumhydroxid bilden mitWasser starkalkalische Lösungen (Laugen), die unter der BezeichnungNatronlauge undKalilauge bekannt sind. Weniger gut lösliche Hydroxide, z. B.Bariumhydroxid undCalciumhydroxid, bilden mit Wasser schwach alkalischeSuspensionen. Die gesättigten Lösungen bezeichnet man alsBarytwasser undKalkwasser. Wenn diese beiden Stoffe mitKohlenstoffdioxid in Berührung kommen, trüben sie sich.ImChemielabor werden Metall-Hydroxide in der Regel hergestellt, indem Salzlösungen mit Natron- oder Kalilauge versetzt und die Niederschläge anschließend abfiltriert, gewaschen und an der Luft getrocknet werden. Zum Teil bilden sich nicht die reinen Hydroxide, sondern nach der Fällung Oxidhydroxide, wieEisen(III)-oxidhydroxid.

Reaktionsgleichung

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Metalloxid+Wasser⟶Metallhydroxid{\displaystyle \mathrm {Metalloxid+Wasser\longrightarrow Metallhydroxid} }

Beispiel:

Na2O+H2O⟶2 NaOH{\displaystyle \mathrm {Na_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH} }
Natriumoxid und Wasser reagieren zuNatriumhydroxid.
CaO+H2O⟶Ca(OH)2{\displaystyle \mathrm {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}} }
Calciumoxid und Wasser reagieren zuCalciumhydroxid.

Struktur wässriger Hydroxidlösungen

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In wässrigerLösung ist das Hydroxidion in der Regel von vier bis fünfWassermolekülen umgeben. Dabei sind vier Wassermoleküle so um dasSauerstoff-Atom des OH− angeordnet, dass sie jeweils eineWasserstoffbrücke zu diesem ausbilden können (sie zeigen also mit einem ihrer Wasserstoffatome auf das OH−). Diese vier Wassermoleküle befinden sich näherungsweise in einer Ebene mit dem OH−-Ion, also in einer anderen Geometrie als bei der (wie bei sp3-Hybridisierung erwartet) annähernd tetraedrischen Anordnung derElektronenpaare im Wasser und im H3O+. Das OH−-Ion kann mit seinem Proton auch eine – allerdings schwache – Wasserstoffbrücke ausbilden, so dass die Komplexe [OH−(H2O)4] und [OH−(H2O)5] auftreten, je nachdem, ob diese ausgebildet ist oder nicht. Aus diesem Grunde sind Hydroxide oft sehr voluminös undsedimentieren – anders als kristalline Fällungsprodukte – nur sehr langsam.

Fällung / Bildung von Hydroxiden

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Fällung von Mangan(II)-hydroxid mit teilweiser Oxidation zu braunem Mangan(III)- bzw. Mangan(IV)-oxidhydroxid durch Luftsauerstoff

Metall-Hydroxide bilden sich in einem bestimmten pH-Wert-Bereich, der abhängig vomLöslichkeitsprodukt des Hydroxides und derKonzentration des zu fällenden Kations ist. Beispielsweise gilt für ein zweiwertiges Metallion folgende Reaktionsgleichung:

Me2++2 OH−⟶Me(OH)2{\displaystyle \mathrm {Me^{2+}+2\ OH^{-}\longrightarrow Me(OH)_{2}} }
Die folgende Darstellung zeigt den Fällungs-pH-Bereich verschiedener Hydroxide, wobei der erste pH-Wert den Beginn der Fällung und der zweite pH-Wert die vollständige Abscheidung markiert:[1]
einwertig
Metall-HydroxidpH-Bereich
  AgOH  8,3–11,3
zweiwertig
Metall-HydroxidpH-Bereich
  Ca(OH)2 12,4–13,9
  Mg(OH)2 9,6–11,1
  Fe(OH)2 8,3–9,8
  Ni(OH)2 8,1–9,6
  Cd(OH)2   8,1–9,6
  Mn(OH)2 7,9–9,4
  Pb(OH)2 7,2–8,7
  Co(OH)2   7,2–8,7
  Zn(OH)2 6,6–8,1
  Be(OH)2   5,7–7,2
  Cu(OH)2 5,1–6,6
  Sn(OH)2 2,4–3,9
dreiwertig
Metall-HydroxidpH-Bereich
  Cr(OH)3   4,6–5,6
  Al(OH)3 3,8–4,8
  Fe(OH)3 2,2–3,2
  Sb(OH)3   0,9–1,9

Amphotere Hydroxide gehen bei höheren pH-Werten wieder in Lösung.Beispiel:

Al(OH)3+OH−⟶ [Al(OH)4]−{\displaystyle \mathrm {Al(OH)_{3}+OH^{-}\longrightarrow \ [Al(OH)_{4}]^{-}} }

Einige Metallhydroxide werden nach der Fällung durch Luftsauerstoff zu Hydroxiden mit einer höherenOxidationszahl oxidiert. So wirdMangan(II)-hydroxid schnell zu Mangan(III)- bzw. Mangan(IV)-oxidhydroxid umgewandelt, was man in derOxymetrie zur Fixierung von Sauerstoff ausnutzt. Ähnlich wird frisch gefälltes grünesEisen(II)-hydroxid durch anwesenden Luftsauerstoff zu braunemEisen(III)-oxidhydroxid oxidiert:[1]

4 Fe(OH)2+O2⟶4 FeO(OH)+2 H2O{\displaystyle \mathrm {4\ Fe(OH)_{2}+O_{2}\longrightarrow 4\ FeO(OH)+2\ H_{2}O} }

Hydroxide in der organischen Chemie

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In der organischen Chemie werden Hydroxidionen alsNucleophile eingesetzt. Die Umsetzung von geeigneten Brom- oderChloralkanen mitNatronlauge oderKalilauge liefertAlkanole und das entsprechendeAlkalihalogenid. Als Konkurrenzreaktion zu dieserSubstitutionsreaktion kann auch eineEliminierung stattfinden, die zuAlkenen führt.[2]

Einzelnachweise

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  1. ↑abJander/Blasius:Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 14. Auflage, S. Hirzel, Stuttgart-Leipzig 1995.
  2. ↑Ivan Ernest:Bindung, Struktur und Reaktionsmechanismen in der organischen Chemie, Springer-Verlag, 1972, S. 147–148,ISBN 3-211-81060-9.
Normdaten (Sachbegriff):GND:4072684-8 (GND Explorer,lobid,OGND,AKS) |LCCN:sh85063504
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