Voir la source de Hydroxyde

{{Voir homonymes|OH|HO}}
{{Voir aussi|Hydroxyle|Groupe hydroxyle}}
{{Infobox Chimie
| nom = Hydroxyde
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| légende = [[Fichier:Hydroxide-lone-pairs-2D.png|100px]] &nbsp; [[Fichier:Hydroxide-3D-vdW.png|75px]]<br>Structure de l'ion hydroxyde OH{{exp|−}}.
<!-- Général -->
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<!-- Propriétés chimiques -->
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}}<!-- ----------------------------- Fin de l'infoboite ----------------------------- -->

Un '''hydroxyde''' est un [[Sel (chimie)|sel]] métallique de formule générique {{fchim|[M](OH)|n|}} (comme [[Hydroxyde de sodium|NaOH]], [[Hydroxyde de potassium|KOH]], {{fchim|lien=Hydroxyde de calcium|Ca(OH)|2|}}, {{fchim|lien=Hydroxyde d'aluminium|Al(OH)|3|}}...), constitué d'un [[cation]] métallique et d'un ou de plusieurs [[anion]]s hydroxydes.

L'anion '''hydroxyde''' (ou [[hydroxyle]]) se réfère à l'[[ion]] OH{{exp|−}}. C'est un des [[ion polyatomique|ions polyatomiques]] les plus simples constitué d'un [[atome]] d'[[oxygène]] et d'un atome d'[[hydrogène]]. Il est porteur d'une seule charge électrique négative centrée sur l'atome d'oxygène. Cet anion est [[Base (chimie)|basique]] car il peut accepter un proton ({{H+}}, ou {{fchim|lien=ion hydronium|H|3|O{{exp|+}}}}) et donner ainsi lieu à la formation d'une [[molécule d'eau]] ({{H2O}}). En raison de la [[Dissociation (chimie)|dissociation]] des molécules d'eau ([[autoprotolyse]] de l'eau), il est présent dans l'eau en [[équilibre chimique|équilibre]] avec les ions {{fchim|H|3|O{{exp|+}}}}. Il est responsable de la [[précipité|précipitation]] des hydroxydes métalliques des cations [[valence (chimie)|multivalents]] qui s'hydrolysent dans l'eau d'autant plus facilement que leur [[charge électrique]] est importante.

En raison de la paire électronique que l'atome d'oxygène peut engager dans une [[liaison chimique]], c'est aussi une [[base de Lewis]] et une puissante espèce [[nucléophile]] en [[chimie organique]].

== Caractère nucléophile de l'ion OH{{exp|−}} ==
L'ion hydroxyde OH{{exp|−}} possède un caractère [[nucléophile]] intermédiaire entre celui de l'anion [[fluorure]] F{{exp|−}}, et celui de l'ion [[amidure]] {{fchim|NH|2|{{exp|−}}}}<ref>{{article|nom=Mullins|prénom=J.J.|année=2008|titre=Six Pillars of Organic Chemistry|journal=J. Chem. Educ.|volume=85|numéro=1|page=83|doi=10.1021/ed085p83|bibcode= 2008JChEd..85...83M}}[http://bastoslab.com/2010/wp-content/uploads/2010/09/ed085p83.pdf pdf] {{lien brisé|url=https://web.archive.org/web/20110707213623/http://bastoslab.com/2010/wp-content/uploads/2010/09/ed085p83.pdf |date=2011-07-07 }}</ref>.
La réaction d'hydrolyse d'un [[ester]] :

:R<sub>1</sub>COOR<sub>2</sub> + OH{{exp|–}} → R<sub>1</sub>COOH + {{exp|–}}OR<sub>2</sub>

:{{exp|–}}OR<sub>2</sub> + {{H2O}} → HOR<sub>2</sub> + OH{{exp|–}} 

également connue sous le nom de réaction de [[saponification]] est un exemple de [[ substitution nucléophile]] où l'anion hydroxyde joue le rôle de nucléophile. Dans ce cas, le groupe sortant est un ion [[alcoolate]] ({{exp|–}}OR<sub>2</sub>), qui réagit immédiatement avec une molécule d'eau pour former l'[[Alcool (chimie)|alcool]] correspondant (HOR<sub>2</sub>).

La [[Nucléophile|nucléophilie]] de l'anion OH{{exp|–}} se mesure par la [[constante de vitesse]] de la réaction correspondante alors que son caractère [[Base (chimie)|basique]] se traduit par une [[constante d'équilibre]].

== Hydroxydes métalliques présents dans l'environnement ==
[[Fichier:Rio Tinto 7.jpg|thumb|270px|[[Río Tinto (fleuve)|Río Tinto]] en [[Andalousie]] (Espagne). L'eau du fleuve est teintée en rouge orangé par la présence d'[[Hydroxydes de fer|hydroxydes de Fe(III)]] ({{fchim|Fe(OH)|3}} et FeOOH) provenant de [[drainage minier acide|drainages miniers acides]] de mines de sulfures de cuivre et d'argent exploitées dans la région depuis l'antiquité.]]
Les hydroxydes sont chimiquement réactifs. Juste après leur [[Précipité|précipitation]] en phase aqueuse à température ambiante, ils peuvent être encore partiellement [[Matière amorphe|amorphes]] ou possèdent des structures moléculaires assez peu ordonnées à l'échelle des moyennes et longues distances et sont mal cristallisés (texture [[cryptocristallin]]e). Comme ils sont susceptibles d'évoluer dans le temps, leur durée de vie peut être parfois relativement limitée et après un temps de vieillissement suffisant, ils recristallisent souvent en oxydes métalliques hydratés ou sous une autre forme chimiquement plus stable. Cela ne modifie en rien le caractère éventuellement toxique des ions métalliques qu'ils peuvent contenir, mais peut modifier leur disponibilité en fonction de leur [[solubilité]].

Les {{page h|hydroxyde de fer|hydroxydes de fer}} notamment peuvent se rencontrer dans l'environnement de surface. Leur précipitation peut être purement {{page h|abiotique}} ou également favorisée par certains [[micro-organisme]]s comme les [[Ferrobacteria|ferro-bactéries]] par exemple ([[Bactéries oxydant le fer|bactéries ferro-oxydantes]] ou ferri-réductrices)<ref name=HydroxydesBactériens1984>Gouy J.-L. et Labroue L. (1984), ''Sur quelques ferrobactéries isolées dans le Sud-Ouest de la France : écologie et rôle dans l'environnement''. In ''Annales de limnologie'', {{vol.|20}}, {{n°|3}}, {{p.|147-156}}, EDP Sciences.</ref>.

Les [[Eau souterraine|eaux souterraines]] à l'abri de l'[[Dioxygène|oxygène]] de l'atmosphère peuvent contenir des [[Concentration massique|concentrations]] élevées en [[Ion ferreux|ions ferreux]] (Fe{{exp|2+}}). Si elles entrent en contact avec l'oxygène de l'air, les ions ferreux (Fe{{exp|2+}}) dissous s'[[Réaction d'oxydoréduction|oxydent]] en [[Ion ferrique|ions ferriques]] (Fe{{exp|3+}}) beaucoup moins solubles et des oxyhydroxydes de fer-III ([[Ocre ferreuse|ferrihydrite]]) (FeO(OH)) précipitent. La grande différence de [[solubilité]] entre les composés de Fe-II et de Fe-III {{nobr|(~ facteur 100)}} s'explique par la [[charge électrique]] plus importante portée par les ions Fe{{exp|3+}} et l'[[Loi de Coulomb (électrostatique)|attraction coulombienne]] plus élevée entre ions de charge opposée qui en résulte au sein de leur réseau cristallin. La précipitation d'oxydes ferriques hydratés peut s'observer naturellement dans les sources d'eau minérale ferrugineuses comme les [[pouhon]]s dans la région de [[Spa (ville)|Spa]] et des [[Hautes Fagnes]] dans l'est de la Belgique.

L'oxydation de la [[pyrite]] {{fchim|FeS|2}} produit également de l'[[acide sulfurique]] et des oxyhydroxydes de fer, responsables de la coloration rouge caractéristique des cours d'eau affectés par d'anciennes exploitations minières de sulfures métalliques tels que notamment la [[sphalérite|blende]] (ZnS) et la [[galène]] (PbS) généralement associés à la pyrite. C'est le problème des [[drainage minier acide|drainages miniers acides]], dont un exemple historique marquant est le [[Río Tinto (fleuve)|Río Tinto]] (''"le fleuve rouge"'') dans le sud-ouest de l'Espagne en [[Andalousie]].

Les ions hydroxydes peuvent également être présents dans des sels mixtes ou basiques, comme les hydroxy-carbonates ou carbonates basiques : c'est le cas de minéraux comme la [[chukanovite]] ({{fchim|Fe|2|(CO|3|)(OH)|2}}) avec les ions Fe{{exp|2+}}, ou la [[malachite]] ({{fchim|Cu|2|(CO|3|)(OH)|2}}) et l'[[azurite (minéral)|azurite]] ({{fchim|Cu|3|(CO|3|)|2|(OH)|2}}) avec les ions cuivriques Cu{{exp|2+}}. Des minéraux d'altération des [[schiste]]s [[pyrite|pyritifères]] comme la [[jarosite]] ({{fchim|KFe|3|(SO|4|)|2|(OH)|6}}) et l'[[alunite]] ({{fchim|KAl|3|(SO|4|)|2|(OH)|6}}) sont également des sulfates basiques produits par l'oxydation de la pyrite en milieu contenant aussi des minéraux argileux.

A côté des hydroxydes naturels on peut également rencontrer des hydroxydes d'origine industrielle. Vu leur grande réactivité chimique, ils peuvent notamment interférer avec des processus biologiques ou physiques importants tels que ceux contrôlant l'[[inertage]] des boues d'épuration<ref>''Stabilisation/solidification des déchets : perturbation de l'hydratation du ciment Portland par les substances contenues dans les boues d'hydroxydes métalliques'', thèse de doctorat, INSA Lyon, France, 170{{nb p.}}</ref>, voire avec la prise du [[ciment]] utilisé parfois pour immobiliser certains déchets toxiques contenant des ions métalliques de [[Élément-trace métallique|métaux lourds]] comme Zn{{exp|2+}} ou Pb{{exp|2+}}<ref>{{en}} Fowler, G.D. et Asavapisit, S., (1995), ''A study of the  chemical effect of metal hydroxides upon cement hydratation reaction'', In: ''International congress on wastes solidification-stabilization processes'', Nancy, France.</ref>.

== Notes et références ==
{{Références}}

== Voir aussi ==
{{Autres projets|wiktionary = hydroxyde}}

=== Articles connexes ===
* [[Ion hydronium]] ({{fchim|H|3|O{{exp|+}}}})
* [[Hydroxyde métallique]]
* {{page h|Hydroxyde de fer}}
* [[Radical hydroxyle]], de formule HO{{exp|•}}
* [[Oxyde]]

{{Palette|Hydroxydes}}

{{Portail|chimie}}

[[Catégorie:Hydroxyde| ]]
[[Catégorie:Chimie de l'eau]]
[[Catégorie:Oxyde d'hydrogène]]