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Hydride

Wasserstoffverbindungen
(Weitergeleitet von Hydridion)

Als Hydride bezeichnet man Verbindungen des Wasserstoffs mit anderen Elementen. Diese können in vier Typen unterteilt werden:

  • 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 HydrideBearbeiten

Hierbei handelt es sich um Wasserstoffverbindungen mit den Halbmetallen und Nichtmetallen der 3.–7. Hauptgruppe. Unter Normalbedingungen handelt es sich meist um Gase oder Flüssigkeiten. Die wichtigste Gruppe dieser Verbindungen sind die Kohlenwasserstoffe. Die Polarität der Bindung hängt hierbei von den Bindungspartnern ab, so gibt es

  • Verbindungen mit negativiertem Wasserstoff, in welchem der Wasserstoff die Oxidationszahl −1 hat. In kovalenten Verbindungen sind diese eher als Sonderfälle zu betrachten. Beispiele sind Silane oder Borane. Hier hat der Wasserstoff eine basische Funktion und wirkt als Reduktionsmittel.
  • Verbindungen, welche eine schwach polare Wasserstoffbindung enthalten. Wichtig sind hier die Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungen der Kohlenwasserstoffe, die als unpolar betrachtet werden. Auch hier erhält der Wasserstoff die Oxidationszahl +1.

Salzartige HydrideBearbeiten

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 äußerst heftige Wasserstoffentwicklung. Die Reduktionswirkung des Hydridions ist nur bei hohen Temperaturen ausgeprägt, ansonsten fungiert es als sehr starke Base.

Eigenschaften des HydridionsBearbeiten

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 HydrideBearbeiten

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 ÜbergangsmetallhydrideBearbeiten

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 HydrideBearbeiten

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:

EinzelnachweiseBearbeiten

  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, ISSN 1521-3749, S. 9–16, doi:10.1002/zaac.19966220103 (wiley.com).
  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, ISSN 0567-7394, S. 751–767, doi:10.1107/S0567739476001551 (iucr.org).
  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 (elsevier.com).