Hydride

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Als Hydride kann man grundsätzlich alle Verbindungen von Wasserstoff mit einem anderen Element bezeichnen, jedoch werden viele Verbindungen, die aus Wasserstoff und Nichtmetallen oder Halbmetallen aufgebaut sind, nicht als Hydride bezeichnet, sondern tragen Eigennamen wie „Wasser“ oder Kunstnamen wie „Borane“ in denen der Name des Nichtmetalls, bzw. Halbmetalls vorkommt.Dagegen werden Verbindungen aus Wasserstoff und Metallen meist als „Hydride“ der jeweiligen Metalle bezeichnet.

Namensgebung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die Bezeichnung Hydride wird immer benutzt für die salzartigen Verbindungen von Wasserstoff mit Elementen der 1. und 2. Hauptgruppe des Periodensystems, den Alkali- und Erdalkalimetallen. Neben diesen Hydriden wie Natriumhydrid oder Calciumhydrid haben auch Misch-Hydride, wie Lithiumaluminiumhydrid, die zusätzlich Aluminium als ein Element der 3. Hauptgruppe enthalten, eine große Bedeutung als Reduktionsmittel.

Die Bezeichnung Hydrid wird häufig nur als Sammelbegriff benutzt für Gruppen von Verbindungen mit ähnlichen Eigenschaften, die aus Wasserstoff und einem anderen Element zusammengesetzt und damit auch Hydride sind. Diese Verbindungen werden aber nicht als Hydride bezeichnet, sondern tragen wie z. B die Verbindungen „Wasser“ und „Ammoniak“ bekannte und gebräuchliche Eigennamen, aus denen aber die Zusammensetzung der Verbindung nicht hervorgeht. Viele weitere Verbindungen aus Wasserstoff und einem anderen Element werden ebenfalls nicht als Hydride bezeichnet, sondern tragen Namen, die aus dem Namen des jeweiligen Elements und der angehängten Bezeichnung -„Wasserstoff“ gebildet werden, wie z. B „Chlorwasserstoff“ oder „Borwasserstoff“. In vielen Fällen werden auch Sondernamem gebildet, wie z. B „Borane“ oder „Silane“

Die Nutzung von „Hydrid“ als Sammelbegriff findet sich auch in folgenden Aussagen:

  • Hydride der Elemente der 4. Hauptgruppe des Periodensystems nennt man Kohlenwasserstoffe bzw. Silane. Für Hydride der Elemente der 7. Hauptgruppe wird der Oberbegriff Halogenwasserstoffe und Einzelnamen wie z. Chlorwasserstoff genutzt.
  • Oder: die Hydride der Elemente der 6. Hauptgruppe des Periodensystems nennt man Schwefel-Wasserstoff, bzw. Selen-Wasserstoff oder auch genannt Monoselan. Dagegen ist für das Hydrid des Elements Sauerstoff der Eigenname Wasser gebräuchlich, eine Verbindung, die auch als „Dihydrogen-Monoxid“ bezeichnet werden kann.
  • Oder: die Hydride der Elemente der 5. Hauptgruppe des Periodensystems haben Eigennamen wie z. B. Ammoniak für das Hydrid des Stickstoffs, oder Phosphane für die Hydride des Phosphors, oder Arsan bzw. Stiban für die Hydride der Elemente Arsen und Bismut.
  • Oder: Die Hydride der Elemente der 3. Hauptgruppe des Periodensystems Bor und Aluminium können mit den Eigennamen Borane bzw. Alane bezeichnet werden.

Gruppierung von Hydriden[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bei allen Verbindungen unter dem Sammelbegriff Hydride lassen sich vier Gruppen unterscheiden, deren unterschiedliche Gruppen-Eigenschaften auf die unterschiedlichen Bindungsarten der an der Bindung beteiligten Elemente zurückgeführt werden können

  • Kovalente Hydride
  • Salzartige Hydride
  • Metallische Hydride
  • Komplexe Übergangsmetallhydride

Dabei ist eine scharfe Trennung zwischen diesen Bindungsarten nicht möglich,[1] da sich die Bindungsverhältnisse nicht abrupt, sondern stetig ändern. Lehrbücher ziehen daher jeweils unterschiedliche Trennlinien.

Kovalente Hydride[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Hierbei handelt es sich um Wasserstoffverbindungen mit Elementen mittlerer und hoher Elektronegativität, also mit den Halbmetallen und den Nichtmetallen der 3.–7. Hauptgruppe des Periodensystems. Unter Normalbedingungen handelt es sich bei diesen Verbindungen meist um Gase oder Flüssigkeiten, in denen die Polarität der Bindung zum Partner-Atom von der Elektronegativität des Bindungspartners abhängt. Die größte Gruppe dieser Verbindungen sind die Kohlenwasserstoffe. Unterscheiden kann man auch folgende Verbindungsgruppen mit mehr oder weniger stark positiviertem Wasserstoff:

  • Kovalente Verbindungen mit negativiertem Wasserstoff, in denen der Wasserstoff die Oxidationszahl −1 hat. Diese Verbindungen sind als Sonderfälle zu betrachten. Beispiele sind Silane und Borane. Hier hat der Wasserstoff als Protonenakzeptor die Oxidationszahl -1, hat damit basische Eigenschaften, wirkt als Protonenakzeptor, damit als Reduktionsmittel und reduziert die Protonen des Wassers zu elementarem Wasserstoff.
  • Verbindungen, welche eine schwach polare Wasserstoffbindung enthalten. Wichtig sind hier die Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungen der Kohlenwasserstoffe, die als unpolar bezeichnet werden können. Auch hier erhält der Wasserstoff die Oxidationszahl +1 hat aber keine ausgeprägte chemische Reaktivität gegenüber Wasser oder Säuren und Basen.

Salzartige Hydride[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Salzartige Hydride sind ionische Verbindungen, welche das Hydridion H enthalten. Beteiligt sind hier stark elektropositive Metalle der 1. und 2. Hauptgruppe, mit Ausnahme von Beryllium. Sie kristallisieren in einem Ionengitter. Beispiele: Natriumhydrid (NaH) oder Calciumhydrid (CaH2). Mit Wasser oder Säuren erfolgt eine äußerst heftige Wasserstoffentwicklung. Die Reduktionswirkung des Hydridions ist nur bei hohen Temperaturen ausgeprägt, ansonsten fungiert es als sehr starke Base.

Eigenschaften des Hydridions[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Das Hydridion gilt als stark polarisierbar.[2] Daher sind die Hydridionen in Festkörpern nicht kugelförmig, sondern deformiert.[2] Berechnet man trotzdem einen effektiven Radius für das Hydridion, so hängt der erhaltene Wert noch stärker als der anderer Ionen von der Umgebung ab.[2][3] Für das freie Ion ist der H-Radius nach Pauling 208 pm. Für kristalline Hydride wie KH und CsH mit wenig polarisierenden Kationen wurde ein Radius von 153 pm vorgeschlagen, während der Wert in LiH bei etwa 135 pm liegen soll.[3][4]

Komplexe Hydride[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Sie sind ebenfalls salzartig aufgebaut, enthalten aber im Gegensatz zu den salzartigen Hydriden keine freien Hydridionen, sondern an ein Metall oder Halbmetall kovalent gebundenen Wasserstoff. Am bekanntesten und wichtigsten sind hier Lithiumaluminiumhydrid (LiAlH4, Lithiumtetrahydridoaluminat, Lithiumalanat) und Natriumborhydrid (NaBH4, Natriumtetrahydridoborat, Natriumboranat). Sie werden als starke Reduktionsmittel in der chemischen Synthese benutzt, da sie den Wasserstoff als Hydridion auf geeignete Substrate übertragen können. Während Lithiumaluminiumhydrid explosionsartig mit Wasser reagiert, kann Natriumborhydrid in wässriger Lösung (und in anderen protischen Lösemitteln wie Alkoholen) eingesetzt werden.

Komplexe Übergangsmetallhydride[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die komplexen Übergangsmetallhydride sind ternäre Verbindungen, welche aus Hydridionen, einem Übergangsmetall (M) und einem elektropositiven Metall (A) bestehen. Sie haben die allgemeine Form AxMyHz. Es existiert eine große Anzahl dieser Verbindungen, allgemein werden sie jedoch unterschieden in Erdalkali-Übergangsmetallhydride und Alkali-Übergangsmetallhydride. Sie kristallisieren in einem Kristallgitter, das komplexe Anionen enthält. Beispiel: Mg2NiH4.

Metallische Hydride[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In diesen ist der Wasserstoff in das Metallgitter von Übergangsmetallen eingelagert. Meist sind diese nicht stöchiometrisch zusammengesetzt. Die Einlagerung verändert die Struktur sowie die elektronischen Eigenschaften des Metallgitters. Beispiele für stöchiometrische Strukturen:

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. Eintrag zu Hydride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 19. April 2014.
  2. a b c W. Bronger: Die Raumchemie des Wasserstoffs in Metallhydriden im Vergleich mit entsprechenden Fluoriden und Chloriden. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. Band 622, Nr. 1, 1996, S. 9–16, doi:10.1002/zaac.19966220103.
  3. a b R. D. Shannon: Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides. In: Acta Crystallographica Section A. Band 32, Nr. 5, 1. September 1976, S. 751–767, doi:10.1107/S0567739476001551.
  4. D.F.C. Morris, G.L. Reed: Pauling crystal radius of the hydride ion. In: Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. Band 27, Nr. 7, Juli 1965, S. 1715–1717, doi:10.1016/0022-1902(65)80037-9.