Hydroxide

Hydroxidniederschläge

Hydroxide sind salzähnliche Stoffe, die Hydroxid-Ionen ([OH]⁻) als negative Gitterbausteine (Anionen) enthalten. Lösliche Hydroxide wie Natriumhydroxid oder Kaliumhydroxid bilden mit Wasser stark alkalische Lösungen (Laugen), die unter der Bezeichnung Natronlauge und Kalilauge bekannt sind. Weniger gut lösliche Hydroxide, z. B. Bariumhydroxid oder Calciumhydroxid bilden mit Wasser schwach alkalische Suspensionen. Die gesättigten Lösungen bezeichnet man als Barytwasser oder Kalkwasser. Wenn diese beiden Stoffe mit Kohlenstoffdioxid in Berührung kommen, trüben sie sich. Im Chemielabor werden Metall-Hydroxide in der Regel hergestellt, indem Salzlösungen (im Bild links) mit Natron- oder Kalilauge versetzt und die Niederschläge (im Bild rechts) anschließend abfiltriert, gewaschen und an Luft getrocknet werden.

Reaktionsgleichung

$\mathrm{Metalloxid + Wasser \longrightarrow Metallhydroxid}$

Beispiel:

$\mathrm{Na_2O + H_2O \longrightarrow 2 \ NaOH}$

Natriumoxid und Wasser reagieren zu Natriumhydroxid.

$\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}$

Calciumoxid und Wasser reagieren zu Calciumhydroxid.

Struktur wässriger Hydroxidlösungen

In wässriger Lösung ist das Hydroxidion in der Regel von vier bis fünf Wassermolekülen umgeben. Dabei sind vier Wassermoleküle so um das Sauerstoff-Atom des OH⁻ angeordnet, dass sie jeweils eine Wasserstoffbrücke zu diesem ausbilden können (sie zeigen also mit einem Proton 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 der Elektronenpaare 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 und sedimentieren - anders als kristalline Fällungsprodukte - nur sehr langsam.

Fällung / Bildung von Hydroxiden

Metall-Hydroxide bilden sich in einem bestimmten pH-Wert-Bereich, der abhängig vom Löslichkeitsprodukt des Hydroxides und der Konzentration des zu fällenden Kations ist. Die folgende Darstellung zeigt den Fällungs-pH-Bereich verschiedener Hydroxide:

Metall-Hydroxid[1]
einwertig	zweiwertig	dreiwertig
Metall-Hydroxid pH-Bereich   AgOH   8,3–11,3	Metall-Hydroxid pH-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	Metall-Hydroxid pH-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

erster pH-Wert = Beginn der Fällung, zweiter pH-Wert = vollständige Abscheidung

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

$\mathrm{Al(OH)_3 + OH^- \longrightarrow \ [Al(OH)_4]^-}$

Hydroxide in der organischen Chemie

In der organischen Chemie werden Hydroxidionen als Nucleophile eingesetzt. Die Umsetzung von geeigneten Brom- oder Chloralkanen mit Natronlauge oder Kalilauge liefert Alkanole und das entsprechende Alkalihalogenid. Als Kokurrenzreaktion zu dieser Substitutionsreaktion kann auch eine Eliminierung stattfinden, die zu Alkenen führt.^[2]

Siehe auch

• Base (Chemie)

Einzelnachweise

1. ↑ Jander 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.