Oxide und Hydroxide

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Einführung

Oxide und Hydroxide begegnen Ihnen überall: Rost an einem Geländer ($\ce{Fe2O3}$), das Kohlenstoffdioxid in Sprudelwasser, der Sand am Strand ($\ce{SiO2}$), Kalk an der Duschkabine ($\ce{CaCO3}$) und die Natronlauge im Abflussreiniger ($\ce{NaOH}$). Trotz dieser Alltagnähe ordnen Lernende die Stoffe oft willkürlich ein – dabei folgt ihr Verhalten einer klaren Systematik, die sich direkt aus dem Periodensystem ableiten lässt.

Kernidee: Das Säure-Base-Verhalten eines Oxids wird vom Metallcharakter seines Bindungspartners bestimmt: je geringer die Elektronegativität des Zentralatoms und je niedriger seine Oxidationszahl, desto basischer das Oxid; je elektronegativer das Zentralatom und je höher seine Oxidationszahl, desto saurer. Dazwischen liegt die amphotere Zone ($\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$, $\ce{BeO}$). Hydroxide mit $\ce{OH-}$ sind gewissermaßen die „hydratisierten" basischen Oxide – sie entstehen, wenn basische Oxide mit Wasser reagieren.

Leitfrage: Warum reagiert $\ce{CO2}$ mit Wasser zu einer Säure, $\ce{CaO}$ zu einer Base – und $\ce{Al2O3}$ mit beidem, während $\ce{CO}$ mit Wasser gar nichts tut? Wenn Sie diese Frage am Ende der Lerneinheit beantworten können, haben Sie die Systematik verstanden.

Vorwissen und Einstieg

Prüfen Sie zuerst, was Sie schon mitbringen. Denken Sie selbst nach und klappen Sie erst dann die Antworten auf.

Was geschieht bei der Oxidation eines Metalls – und welche Oxidationszahl hat Sauerstoff in einem Oxid?
Was ist nach Arrhenius eine Base, und welches Ion enthält jede Hydroxidlösung?
Was besagt das Löslichkeitsprodukt $K_L$ für einen schwerlöslichen Elektrolyten wie $\ce{Ca(OH)2}$?

Antworten zum Vorwissen

Bei der Oxidation gibt das Metall Elektronen an Sauerstoff ab, z. B. $\ce{2 Ca + O2 -> 2 CaO}$. Sauerstoff trägt in Oxiden fast immer die Oxidationszahl −II; der Bindungspartner erhält entsprechend eine positive Oxidationszahl.
Nach Arrhenius ist eine Base ein Stoff, der in Wasser $\ce{OH-}$-Ionen bildet. Jede Hydroxidlösung enthält das Hydroxid-Ion $\ce{OH-}$; Natronlauge dissociiert vollständig: $\ce{NaOH -> Na+ + OH-}$.
Das Löslichkeitsprodukt beschreibt das Gleichgewicht zwischen Feststoff und gelösten Ionen: $\ce{Ca(OH)2 <=> Ca^{2+} + 2 OH-}$ mit $K_L = [\ce{Ca^{2+}}]\cdot[\ce{OH-}]^2$. Je kleiner $K_L$, desto geringer die Löslichkeit.

Wenn Ihnen diese Punkte leichtfallen, gehen Sie direkt zu den Lernzielen. Sonst wiederholen Sie zuerst Redoxreaktionen, Säure-Base-Definitionen und das Löslichkeitsprodukt (siehe Säuren, Basen und Salze).

Lernziele

Nach dieser Lerneinheit können Sie:

Oxide und Hydroxide definieren und die vier Oxidklassen (sauer, basisch, amphoter, neutral) Beispielen zuordnen
das Säure-Base-Verhalten eines Oxids mit Elektronegativität und Oxidationszahl des Zentralatoms begründen und auf unbekannte Oxide übertragen
Reaktionsgleichungen für Bildung, Hydrolyse und thermische Zersetzung von Oxiden und Hydroxiden aufstellen und ausgleichen
Löslichkeit und pH-Wert gesättigter Hydroxidlösungen mit dem Löslichkeitsprodukt $K_L$ berechnen
amphoteres Verhalten von $\ce{Al(OH)3}$ und $\ce{Zn(OH)2}$ erklären und für den Kationentrennungsgang anwenden

Definitionen: Oxide und Hydroxide

Oxide sind Verbindungen genau eines Elements mit Sauerstoff (Sauerstoff hier als $\ce{O^{2-}}$, Oxidationszahl −II), z. B. $\ce{CO2}$, $\ce{CaO}$, $\ce{Fe2O3}$. Sie entstehen durch direkte Oxidation (Verbrennen des Elements) oder durch thermische Zersetzung von Hydroxiden, Carbonaten oder Nitraten:

$$\ce{2 Mg + O2 -> 2 MgO} \qquad \ce{CaCO3 ->[\Delta] CaO + CO2 ^} \qquad \ce{Cu(OH)2 ->[\Delta] CuO + H2O}$$

Hydroxide enthalten das Hydroxid-Ion $\ce{OH-}$ und werden oft durch Hydrolyse („Wasseranlagerung") von Metalloxiden erhalten:

$$\ce{MeO + H2O -> Me(OH)2} \qquad \text{z. B.} \qquad \ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$$

Diese Reaktion ist stark exotherm – beim „Kalklöschen" mit Branntkalk erhitzt sich der Ansatz so stark, dass Wasser siedet. Umgekehrt spalten viele Hydroxide beim Erhitzen wieder Wasser ab und bilden das Oxid.

Klassifizierung der Oxide

Typ	Beispiele	Säure-Base-Verhalten
Saure Oxide	$\ce{CO2}$, $\ce{SO3}$	Bilden mit Wasser Säuren ($\ce{H2CO3}$)
Basische Oxide	$\ce{CaO}$, $\ce{Na2O}$	Bilden mit Wasser Hydroxide ($\ce{Ca(OH)2}$)
Amphotere Oxide	$\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$	Reagieren sowohl mit Säuren als auch Basen
Neutrale Oxide	$\ce{CO}$, $\ce{NO}$	Keine Reaktion mit Wasser

Der Übergang zwischen sauer und basisch hängt von der Elektronegativität (χ) des Zentralatoms ab: Von $\ce{Na2O}$ über $\ce{Al2O3}$ bis $\ce{SO3}$ sinkt der elektropositive Charakter des Bindungspartners kontinuierlich. Ein zweites Kriterium ist die Oxidationszahl – am Beispiel des Chroms besonders deutlich:

Oxid	Oxidationszahl Cr	Charakter	Reaktion mit Wasser
$\ce{CrO}$	+II	basisch	$\ce{Cr(OH)2}$
$\ce{Cr2O3}$	+III	amphoter	praktisch unlöslich
$\ce{CrO3}$	+VI	sauer	$\ce{H2CrO4}$

Je höher die Oxidationszahl des (Übergangs-)Metalls, desto saurer sein Oxid – dasselbe Muster zeigt Vanadium von $\ce{VO}$ bis $\ce{V2O5}$.

Achtung – häufige Fehlvorstellungen: Drei Denkfehler treten besonders oft auf. Erstens: „Ein basisches Oxid reagiert immer mit Wasser." Falsch – $\ce{CuO}$ und $\ce{Fe2O3}$ sind klar basisch (sie lösen sich in Säuren zu Salzen), lösen sich aber nicht in Wasser; ihr basischer Charakter zeigt sich nur gegenüber Säuren. Ebenso ist $\ce{SiO2}$ ein saures Oxid, obwohl es wasserunlöslich ist. Zweitens: „Amphoter heißt neutral." Falsch – amphotere Oxide reagieren mit Säuren und Basen, neutrale Oxide ($\ce{CO}$, $\ce{NO}$, $\ce{N2O}$) mit keinem von beiden. Drittens, der Klassiker bei $K_L$-Rechnungen: Wer bei $\ce{Ca(OH)2}$ schreibt $[\ce{OH-}] = L$, übersieht den stöchiometrischen Faktor 2 – richtig ist $[\ce{Ca^{2+}}] = L$ und $[\ce{OH-}] = 2L$, denn pro Formeleinheit entstehen ein Calcium- aber zwei Hydroxid-Ionen.

Hydroxide: Löslichkeit und Basenstärke

Alkalimetallhydroxide wie $\ce{NaOH}$ und $\ce{KOH}$ sind in Wasser leicht löslich und stark basisch (vollständige Dissoziation). Erdalkalimetallhydroxide ($\ce{Ca(OH)2}$, $\ce{Mg(OH)2}$) sind schwerer löslich – das Löslichkeitsprodukt $K_L$ ist maßgebend:

$$K_L(\ce{Ca(OH)2}) = [\ce{Ca^{2+}}] \cdot [\ce{OH-}]^2 = \pu{5.5e-6 mol^{3}/L^{3}} \quad (\pu{25 °C})$$

Mit $[\ce{Ca^{2+}}] = L$ und $[\ce{OH-}] = 2L$ folgt für die Löslichkeit $L$ (Sättigungskonzentration an $\ce{Ca(OH)2}$):

$$K_L = L \cdot (2L)^2 = 4L^3 \quad\Rightarrow\quad L = \sqrt[3]{\frac{K_L}{4}} = \sqrt[3]{\pu{1.375e-6 mol^{3}/L^{3}}} \approx \pu{0.011 mol/L}$$

Damit ist $[\ce{OH-}] = 2L \approx \pu{0.022 mol/L}$, also $\text{pOH} \approx 1{,}65$ und $\text{pH} \approx 12{,}35$: Kalkwasser ist deutlich basisch, aber viel schwächer als eine vergleichbare Natronlauge. Die eingeschränkte Löslichkeit begrenzt zugleich die Basenstärke der Lösung – weshalb $\ce{Mg(OH)2}$ (Magnesia) trotz des stark basischen Charakters als schonendes Antazidum in der Apotheke steht.

Amphotere Oxide und Hydroxide

Amphotere Hydroxide wie $\ce{Al(OH)3}$ verhalten sich je nach Partner als Base oder als Säure: Gegenüber $\ce{H3O+}$ wirken sie base, gegenüber $\ce{OH-}$ säure.

$$\ce{Al(OH)3 + 3 H3O+ -> Al^{3+} + 6 H2O} \qquad\text{(als Base)}$$$$\ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-} \qquad\text{(als Säure)}$$

In überschüssiger Natronlauge entsteht das farblose Aluminat-Ion $\ce{[Al(OH)4]-}$, der Niederschlag löst sich wieder auf. Analog reagiert $\ce{Zn(OH)2}$ zum Zinkat $\ce{[Zn(OH)4]^{2-}}$. Der Grund liegt im mittleren Metallcharakter: Das $\ce{Al^{3+}}$-Ion ist klein und hoch geladen, seine Hydroxide sind weder eindeutig ionisch (basisch) noch kovalent (sauer).

Ein wichtiger analytischer Unterschied: $\ce{Al(OH)3}$ löst sich nicht in Ammoniak-Lösung, denn $\ce{NH3}$ (schwache Base, $\text{p}K_\text{B} \approx 4{,}75$) stellt nicht genügend $\ce{OH-}$ bereit. $\ce{Zn(OH)2}$ dagegen löst sich auch in überschüssigem Ammoniak – allerdings über einen Komplex:

$$\ce{Zn(OH)2 + 4 NH3 -> [Zn(NH3)4]^{2+} + 2 OH-}$$

Genau dieser Unterschied wird im Kationentrennungsgang genutzt: Fällt man mit Natronlauge, verschwinden beide Niederschläge im Überschuss; gibt man stattdessen Ammoniak, bleibt $\ce{Al(OH)3}$ ungelöst, während sich $\ce{Zn(OH)2}$ löst – so trennt man Aluminium- von Zink-Ionen.

Technische Anwendungen und der Kalkkreislauf

Verbindung	Verwendung
$\ce{CaO}$ (Branntkalk)	Mörtel, Zement, Rauchgasentschwefelung
$\ce{SiO2}$	Glas, Silicagel, Quarzuhren
$\ce{Fe2O3}$	Pigmente, Rost, Magnetbänder
$\ce{NaOH}$	Seifenherstellung, Papierindustrie
$\ce{Al2O3}$	Keramik, Schleifmittel, Katalysatorträger

Der Kalkkreislauf verbindet Carbonat, Oxid und Hydroxid zu einem anschaulichen Zyklus:

$$\ce{CaCO3 ->[\Delta] CaO + CO2 ^} \qquad \ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2} \qquad \ce{Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 v + H2O}$$

Beim Brennen von Kalkstein entsteht Branntkalk, der mit Wasser gelöscht wird; der Kalkmörtel bindet schließlich unter Aufnahme von Luft-$\ce{CO2}$ wieder zum Carbonat ab (Karbonatisierung). Dasselbe Prinzip dient der Rauchgasentschwefelung in Kraftwerken: $\ce{Ca(OH)2}$ (oder $\ce{CaCO3}$) bindet $\ce{SO2}$ zu $\ce{CaSO3}$, das mit Luft zum Gips $\ce{CaSO4}$ oxidiert wird.

Übungen

Üben Sie in drei Stufen: Beginnen Sie mit Basis, wechseln Sie zu Mittel, sobald die Aufgaben leichtfallen, und fordern Sie sich mit Erweitert heraus. Formulieren Sie zuerst selbst, und klappen Sie erst dann die Lösungshinweise auf.

Basis

Ordnen Sie $\ce{CO2}$, $\ce{CaO}$, $\ce{Al2O3}$ und $\ce{CO}$ den vier Oxidklassen zu und formulieren Sie für die beiden Oxide, die mit Wasser reagieren, die Reaktionsgleichung.
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Bildung von $\ce{H2SO4}$ aus $\ce{SO3}$ und Wasser.
Welches Oxid entsteht bei der thermischen Zersetzung von $\ce{CaCO3}$? Schreiben Sie die Gleichung und nennen Sie den Namen des Oxids.

Mittel

Berechnen Sie den pH-Wert einer gesättigten $\ce{Ca(OH)2}$-Lösung bei 25 °C ($K_L = \pu{5.5e-6 mol^{3}/L^{3}}$).
Warum löst sich $\ce{Al(OH)3}$ in Natronlauge, aber nicht in Ammoniak-Lösung? Begründen Sie mit Säure-Base- und Gleichgewichtsbetrachtungen.
Klassifizieren Sie $\ce{CrO}$, $\ce{Cr2O3}$ und $\ce{CrO3}$ und begründen Sie die Einstufung mit der Oxidationszahl des Chroms. Welches Produkt entstünde jeweils bei einer (formalen) Reaktion mit Wasser?

Erweitert

Berechnen Sie die Löslichkeit von $\ce{Mg(OH)2}$ in Wasser ($K_L = \pu{5.6e-12 mol^{3}/L^{3}}$) und vergleichen Sie sie mit der von $\ce{Ca(OH)2}$. Erklären Sie, warum Magnesia trotzdem als Antazidum geeignet ist.
Eine Lösung enthält $\ce{Al^{3+}}$- und $\ce{Zn^{2+}}$-Ionen. Planen Sie eine Trennung mit Natronlauge und Ammoniak-Lösung und begründen Sie jeden Schritt mit Reaktionsgleichungen.
Beurteilen Sie die Aussage: „Branntkalk ist ein umweltfreundliches Mittel zur Bindung von $\ce{CO2}$." Prüfen Sie dazu den Kalkkreislauf und berücksichtigen Sie, dass beim Brennen von Kalk selbst $\ce{CO2}$ freigesetzt wird.

Lösungshinweise

Basis

$\ce{CO2}$: sauer ($\ce{CO2 + H2O -> H2CO3}$); $\ce{CaO}$: basisch ($\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$); $\ce{Al2O3}$: amphoter; $\ce{CO}$: neutral.
$\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$ (starke Exothermie – Grundlage der Kontaktsäure-Herstellung).
$\ce{CaCO3 ->[\Delta] CaO + CO2 ^}$; das Oxid ist Calciumoxid, der Branntkalk.

Mittel

$L = \sqrt[3]{K_L/4} = \sqrt[3]{1{,}375\cdot 10^{-6}} \approx 0{,}011$ mol/L; $[\ce{OH-}] = 2L \approx 0{,}022$ mol/L; $\text{pOH} = -\log(0{,}022) \approx 1{,}65$; $\text{pH} = 14 - 1{,}65 \approx \mathbf{12{,}35}$.
In Natronlauge wirkt $\ce{Al(OH)3}$ als Säure: $\ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-}$. Der hohe $\ce{OH-}$-Überschuss verschiebt das Gleichgewicht auf die Produktseite. Ammoniak ist eine schwache Base; die erreichbare $\ce{OH-}$-Konzentration (pH ≈ 11) reicht nicht aus, um die Aluminat-Bildung merklich voranzutreiben – der Niederschlag bleibt bestehen.
$\ce{CrO}$ (+II): basisch, formal $\ce{Cr(OH)2}$; $\ce{Cr2O3}$ (+III): amphoter, wasserunlöslich; $\ce{CrO3}$ (+VI): sauer, $\ce{H2CrO4}$. Je höher die Oxidationszahl, desto ausgeprägter der saure Charakter.

Erweitert

$L = \sqrt[3]{5{,}6\cdot10^{-12}/4} \approx 1{,}1\cdot 10^{-4}$ mol/L – rund hundertfach geringer als bei $\ce{Ca(OH)2}$. Als Antazidum ist $\ce{Mg(OH)2}$ gerade deshalb geeignet: Es neutralisiert Magensäure langsam und gleichmäßig, ohne den pH sprunghaft zu überhöhen, weil immer nur so viel Hydroxid nachgelöst wird, wie verbraucht wird.
Erst Natronlauge im Überschuss: Beide Ionen fallen aus ($\ce{Al(OH)3}$, $\ce{Zn(OH)2}$) und lösen sich als Aluminat bzw. Zinkat wieder. Dann Ammoniak-Lösung: $\ce{Al(OH)3}$ bleibt ungelöst, $\ce{Zn(OH)2}$ löst sich als $\ce{[Zn(NH3)4]^{2+}}$. Filtration trennt das unlösliche $\ce{Al(OH)3}$ von der Zink-haltigen Lösung – die Trennung ist vollständig.
Die Aussage ist nur bedingt zutreffend. Zwar bindet $\ce{CaO}$ tatsächlich $\ce{CO2}$ zu $\ce{CaCO3}$, doch entsteht Branntkalk selbst durch $\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}$: Für jedes gebundene $\ce{CO2}$ wurde zuvor eines freigesetzt. Netto wird $\ce{CO2}$ also allenfalls temporär gespeichert (Carbonatisierung von Mörtel und Beton), nicht dauerhaft aus der Atmosphäre entfernt. Für eine echte Reduktion müsste das $\ce{CO2}$ beim Brennen abgetrennt und gespeichert (CCS) oder der Kalk durch alternative Bindemittel ersetzt werden.

Zusammenfassung

Oxide bestehen aus genau einem Element und Sauerstoff (O: −II); Hydroxide enthalten das $\ce{OH-}$-Ion und entstehen vor allem durch Hydrolyse basischer Oxide.
Vier Oxidklassen: sauer ($\ce{CO2}$, $\ce{SO3}$), basisch ($\ce{CaO}$, $\ce{Na2O}$), amphoter ($\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$) und neutral ($\ce{CO}$, $\ce{NO}$) – die Einstufung folgt Elektronegativität und Oxidationszahl des Zentralatoms (CrO → $\ce{Cr2O3}$ → $\ce{CrO3}$: basisch → amphoter → sauer).
Wasserlöslichkeit und Säure-Base-Charakter sind unabhängig voneinander: $\ce{CuO}$ ist basisch, aber wasserunlöslich; $\ce{SiO2}$ ist sauer und trotzdem unlöslich.
Bei $K_L$-Rechnungen die Stöchiometrie beachten: Für $\ce{Ca(OH)2}$ gilt $[\ce{OH-}] = 2L$, also $K_L = 4L^3$ und $L = \sqrt[3]{K_L/4}$; gesättigtes Kalkwasser hat pH ≈ 12,35.
Amphotere Hydroxide lösen sich in Säure und in starker Base ($\ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-}$); nur $\ce{Zn(OH)2}$ löst zusätzlich in Ammoniak als $\ce{[Zn(NH3)4]^{2+}}$ – Grundlage der Al³⁺/Zn²⁺-Trennung.