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2024-04-07T19:59:04Z

Jander/Blasius, nicht "Jander Blasius"

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{{Dieser Artikel|beschreibt die Stoffgruppe der ''Hydroxide''. Für das Ion siehe [[Hydroxidion]].}}

[[Datei:Metallhydroxide2.JPG|mini|Metallhydroxidniederschläge: Eisen(III)-, Kupfer(II)-, Kobalt(II)- und Zinn(II)-hydroxid]]

'''Hydroxide''' sind [[Salze|salzähnliche]] Stoffe, die [[Hydroxid-Ion]]en ([OH]−) als negative Gitterbausteine ([[Anion]]en) enthalten. Lösliche Hydroxide wie [[Natriumhydroxid]] und [[Kaliumhydroxid]] bilden mit [[Wasser]] stark [[alkalische Lösung]]en (Laugen), die unter der Bezeichnung [[Natronlauge]] und [[Kalilauge]] bekannt sind. Weniger gut lösliche Hydroxide, z. B. [[Bariumhydroxid]] und [[Calciumhydroxid]], bilden mit Wasser schwach alkalische [[Suspension (Chemie)|Suspensionen]]. Die gesättigten Lösungen bezeichnet man als [[Barytwasser]] und [[Kalkwasser]]. Wenn diese beiden Stoffe mit [[Kohlenstoffdioxid]] in Berührung kommen, trüben sie sich.
Im [[Chemielabor]] 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, wie [[Eisen(III)-oxidhydroxid]].

== Reaktionsgleichung ==
:<math>\mathrm{Metalloxid + Wasser \longrightarrow Metallhydroxid}</math>

Beispiel:
:<math>\mathrm{Na_2O + H_2O \longrightarrow 2 \ NaOH}</math>
:[[Natriumoxid]] und Wasser reagieren zu [[Natriumhydroxid]].

:<math>\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math>
:[[Calciumoxid]] und Wasser reagieren zu [[Calciumhydroxid]].

== Struktur wässriger Hydroxidlösungen ==
In wässriger [[Lösung (Chemie)|Lösung]] ist das Hydroxidion in der Regel von vier bis fünf [[Wassermolekül]]en 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 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-[[Hybrid-Orbital|Hybridisierung]] erwartet) annähernd tetraedrischen Anordnung der [[Elektron]]enpaare 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 ==
[[Datei:Mangan(II)-hydroxid.jpg|mini|130px|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 vom [[Löslichkeitsprodukt]] des Hydroxides und der [[Konzentration (Chemie)|Konzentration]] des zu fällenden Kations ist. Beispielsweise gilt für ein zweiwertiges Metallion folgende Reaktionsgleichung:
:<math>\mathrm{Me^{2+} + 2\ OH^- \longrightarrow Me(OH)_2}</math> 

{|
|colspan="3"| 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:<ref name="Jander">Jander/Blasius: ''Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie'', 14. Auflage, S. Hirzel, Stuttgart-Leipzig 1995.</ref>
|-
| align="center" |
| align="center" |
| align="center" |
|-
||
{| class="wikitable sortable"
|+ einwertig
! Metall-Hydroxid
! pH-Bereich
|-
||  AgOH  || align="center" | 8,3–11,3
|-
|}
||
{| class="wikitable sortable"
|+ zweiwertig
! Metall-Hydroxid
! pH-Bereich
|-
||  Ca(OH)2 || align="center" | 12,4–13,9
|-
||  Mg(OH)2 || align="center" | 9,6–11,1
|-
||  Fe(OH)2 || align="center" | 8,3–9,8
|-
||  Ni(OH)2 || align="center" | 8,1–9,6
|-
||  Cd(OH)2   || align="center" | 8,1–9,6
|-
||  Mn(OH)2 || align="center" | 7,9–9,4
|-
||  Pb(OH)2 || align="center" | 7,2–8,7
|-
||  Co(OH)2   || align="center" | 7,2–8,7
|-
||  Zn(OH)2 || align="center" | 6,6–8,1
|-
||  Be(OH)2   || align="center" | 5,7–7,2
|-
||  Cu(OH)2 || align="center" | 5,1–6,6
|-
||  Sn(OH)2 || align="center" | 2,4–3,9
|-
|}
||
{| class="wikitable sortable"
|+ dreiwertig
! Metall-Hydroxid
! pH-Bereich
|-
||  Cr(OH)3   || align="center" | 4,6–5,6
|-
||  Al(OH)3 || align="center" | 3,8–4,8
|-
||  Fe(OH)3 || align="center" | 2,2–3,2
|-
||  Sb(OH)3   || align="center" | 0,9–1,9
|-
|}
|-
|}

[[Amphoter]]e Hydroxide gehen bei höheren pH-Werten wieder in Lösung.
Beispiel:
:<math>\mathrm{Al(OH)_3 + OH^- \longrightarrow \ [Al(OH)_4]^-}</math>

Einige Metallhydroxide werden nach der Fällung durch Luftsauerstoff zu Hydroxiden mit einer höheren [[Oxidationszahl]] oxidiert. So wird [[Mangan(II)-hydroxid]] schnell zu Mangan(III)- bzw. Mangan(IV)-oxidhydroxid umgewandelt, was man in der [[Oxymetrie]] zur Fixierung von Sauerstoff ausnutzt. Ähnlich wird frisch gefälltes grünes [[Eisen(II)-hydroxid]] durch anwesenden Luftsauerstoff zu braunem [[Eisen(III)-oxidhydroxid]] oxidiert:<ref name="Jander" />
:<math>\mathrm{4 \ Fe(OH)_2 + O_2 \longrightarrow 4 \ FeO(OH) + 2 \ H_2O}</math>

== Hydroxide in der organischen Chemie ==
In der organischen Chemie werden Hydroxidionen als [[Nucleophil]]e eingesetzt. Die Umsetzung von geeigneten Brom- oder [[Chloralkane]]n mit [[Natronlauge]] oder [[Kalilauge]] liefert [[Alkanole]] und das entsprechende [[Alkalihalogenid]]. Als Konkurrenzreaktion zu dieser [[Substitutionsreaktion]] kann auch eine [[Eliminierungsreaktion|Eliminierung]] stattfinden, die zu [[Alkene]]n führt.<ref name=Ernest>Ivan Ernest: ''Bindung, Struktur und Reaktionsmechanismen in der organischen Chemie'', Springer-Verlag, 1972, S. 147–148, ISBN 3-211-81060-9.</ref>

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4072684-8|LCCN=sh/85/063504}}

[[Kategorie:Hydroxid| ]]
[[Kategorie:Stoffgruppe]]

Hydroxide - Versionsgeschichte

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