Formeln und Namen von Salzen

Formeln von Salzen

Wie wir bereits wissen, kommen bei einer Ionenbindung, also dem Entstehen von Salzen, in der Regel ein Metall (links im Periodensystem) und ein Nichtmetall (rechts im Periodensystem) vor (Ausnahme: Molekülionen). Das Metall ist jeweils das Opfer, das die Elektronen verliert und das Nichtmetall ist der Dieb, der diese Elektronen klaut (siehe: Grundlagen der Ionenbindung). Bei der chemischen Formel kommt nun das Metall immer vor dem Nichtmetall. Jedoch muss man für die vollständige Formel zwischen Hauptgruppenmetallsalze und Nebengruppenmetallsalze unterscheiden.

Hauptgruppenmetall-Salze

Allgemeines Vorgehen

1.Edelgasregel (Oktettregel)

Nichtmetall-Atome folgen immer der sogenannten Edelgasregel (od. Oktettregel). Sie streben eine volle Valenzschale an, also die gleiche Elektronenstruktur wie bei den Edelgasen. Gleichzeitig verlieren die Metalle all ihre Valenzelektronen (aufgrund schwacher Anziehungskräfte auf die Valenzelektronen). Da die Nichtmetall-Atome nicht immer gleich viele Elektronen brauchen, wie die Metall-Atome verlieren müssen, nimmt man das kleinste gemeinsame Vielfache. So entsteht ein Verhältnis der verschiedenen Ionen, das den Gittertyp im Ionengitter bestimmt. Bei der Formel wird nun das kleinstmögliche Ionenverhältnis aufgeschrieben. Reagieren zum Beispiel zwei Nichtmetall-Atome mit einem Metall-Atom, schreibt man neben der Abkürzung des Atoms rechts unten die jeweilige Zahl (Die Zahl 1 wird nicht angeschrieben).

Beispiel: Mg und F → MgF₂

2. Ladungen

Neben dem Verhältnis werden aber auch die Ladungen in der Formel geschrieben. Nichtmetall-Atome der Hauptgruppe VI. zum Beispiel erhalten zwei Elektronen, haben also eine zweifache, negative Ladung. Metall-Atome der Hauptgruppe I. verlieren ein Elektron, haben also ein einfache, positive Ladung. Diese Ladungen schreibt man nun mit einem + und – neben der Abkürzung des Atoms rechts oben.

Beispiel: Na und O → Na⁺O^2-

⇒ Merke: Die Zahlen des Ionenverhältnisses stimmt mit den Zahlen der Ladungen übers Kreuz überein.

Beispiele:

K⁺Cl^- [1]

• K und Cl

Chlor ist in der VII. Hauptgruppe und braucht ein Elektron für eine volle Schale. Kalium, das sich in der I. Hauptgruppe befindet, gibt ein Valenzelektron ab. Das Verhältnis ist also 1:1. Da Chlor ein Elektron gewinnt, bekommt es eine einfache, negative Ladung, und da Kalium ein Elektron abgibt, bekommt es eine einfache, positive Ladung.

1. Verhältnis: → KCl (1:1)

2. inkl. Ladungen: → K⁺Cl^-

• Ca und I

Calcium (II. Hauptgruppe) hat zwei Valenzelektronen, die vom Iod gestohlen werden. Da Iod in der VII. Hauptgruppe ist,

würde jedoch ein Elektron reichen, um die Edelgaskonfiguration zu erlangen.

Daher reagieren ein Calcium-Ion mit zwei Iod-Ionen. Da das Calcium-Ion zwei Elektronen abgibt, erhält es eine zweifache, positive Ladung, das Iod-Ion hingegen eine einfache, negative Ladung.

1. Verhältnis: → CaI₂ (1:2)

2. inkl. Ladungen: → Ca²⁺I ^- ₂

• Al und O

Sauerstoff (VI. Hauptgruppe) braucht noch zwei Elektronen für das Erreichen der Edelgaskonfiguration. Jedoch hat Aluminium (III. Hauptgruppe) drei Elektronen,

die geklaut werden können.

Daher reagieren zwei Aluminium-Ionen mit drei Sauerstoff-Ionen.

1. Verhältnis: → Al₂ O₃ (2:3)

2. inkl. Ladungen: → Al³⁺₂O^2-₃

Nebengruppenmetall-Salze

Bei den Nebengruppenmetall-Salzen gibt es aufgrund der d-Unterschale mehrere verschieden geladene Ionen.

Im Quellwasser gelöste Fe²⁺-Ionen werden an der Luft zu Fe³⁺ -Ionen oxidiert und setzen sich als rostfarbener Eisen(III)-hydroxid-Niederschlag ab [2]

Beispiel: Eisen

• Fe [Ar] 4s² 3d⁶ (Erklärung: 4(=Hauptschale)s(=Unterschale)^{2(=Anzahl Elektronen)} 3d⁶
  • 4s ↑↓ 3d ↑ ↑ ↑ ↑

• Fe²⁺
  • 4s 3d ↑↓ ↑ ↑ ↑

→ Hier werden beide Elektronen der s-Unterschale gestohlen.

• Fe³⁺
  • 4s 3d ↑ ↑ ↑ ↑

→ Hier werden beide Elektronen der s-Unterschale und ein Elektron der d-Unterschale gestohlen.

Als Beispiel gibt es jetzt zwei verschieden geladene Arten des Eisenoxids:

1. Fe²⁺O^2-

2. Fe³⁺₂O^2-₃

Diese unterschiedlichen Varianten der Nebengruppenmetall-Salze sind hilfreich für:

• Die Gesteinsbestimmung: Wenn in einem Gestein z.B. Fe²⁺O^2- (Eisenoxid) vorliegt, ist man sicher, dass das Gestein existierte, bevor es überhaupt Pflanzen gab, da erst durch die Photosynthese Sauerstoff in die Atmosphäre gelangte.

• Die Frage: Wann sind Salze farbig, wann nicht? Hier kommt es nämlich darauf an, wieviele Elektronene sich auf der d-Unterschale befinden.

Nachdem man weiss, wieviele Elektronen das Nebengruppenmetall abgibt, geht man für die Formel des Salzes genau wie bei den Hauptgruppenmetall-Salzen vor.

Namen von Salzen

Hauptgruppenmetall-Salze

Der Name der Hauptgruppenmetall-Salze wird aus dem Namen des Metalles und aus dem Namen des Nichtmetalles + id zusammengesetzt.

Beispiel: K⁺ Cl^-

⇒ Kaliumchlorid

Nebengruppenmetall-Salze

Bei den Nebengruppensalzen schreibt man zusätzlich noch die Ladung des Metalls hin, da es ja verschiedene Möglichkeiten gibt.

Beispiele:

Fe₂O₃ (Roteisenerz) [3]

• Fe³⁺₂ O^2-₃

Eisen(III)oxid

(man sagt: Eisen drei oxid)

• Cu²⁺ I^-₂

Kupfer(II)iodid

(man sagt: Kupfer zwei iodid)

Benennung der Nichtmetall-Anionen

Formel des Anions	Name des Anions
F-	fluorid
Cl-	chlorid
Br-	bromid
I-	iodid

Ausnahmen

Formel des Anions	Name des Anions
O2 -	oxid
S2 -	sulfid
P3 -	phosphid
N3 -	nitrid
C4 -	carbid

Entstehung von Molekülionen (Komplexionen)

Neben einfachen Nichtmetall- und Metallionen gibt es auch komplexe Ionen. Diese sogenannten Molekülionen sind Ionen, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind. Um die Entstehung von Molekülionen zu verstehen kann man beispielsweise die Reaktion von Schwefelsäure und Ammoniak beobachten (H₂SO₄ + NH₃). Bei der Schwefelsäure herrscht zwischen dem jeweiligen H und O eine schwache Anziehung, so dass es zu einer Übertragung von Protonen (H⁺-Wasserstoffionen) zum Ammoniak kommt. Dies nennt man eine Säure-Base-Reaktion oder Protolyse (siehe: A Protolysen (Säure/Base-Reaktionen), wobei die Säure der Protonenspender und die Base der Protonenempfänger ist. Aus H₂SO₄ + NH₃ entstehen also das Molekülion SO^{2 -}₄ (Sulfat-Ion)und zwei Molekülionen NH⁺₄ (Ammonium-Ion).

Für die Formelerstellung werden die mehratomige Ionen wie einfache Ionen betrachtet. Sind auf Grund der Elektroneutralität aber mehrere Komplexionen nötig, schreibt man diese in Klammer und die Anzahl hinter die Klammer.

Beispiel:

Bariumnitrat: Ba(NO₃)₂

Beispiele einiger Molekülionen und Säuren

Formel	Name
NH+4	Ammonium (Komplexkation)
NH3	Ammoniak (Komplexkation)
OH-	Hydroxid (Komplexanion)
SO2 -4	sulfat (Komplexanioan)
NO-3	nitrat (Komplexanion)
(PO4)3 -	phosphat (Komplexanion)
(CO3)2 -	carbonat (Komplexanion)
MnO-4	Permanganat (Komplexanion)
CN-	Cyanid (Komplexanion)
H2SO4	Schwefelsäure
H2CO3	Kohlensäure
H3PO4	Phosphorsäure
HNO3	Salpetersäure
HCN	Blausäure

Quellen

• Chemienotizen von Unterricht bei Roger Deuber
• Chemiebuch "Elemente" vom Verlag öbv ([4])

Weblinks

• Swisseduc – Unterrichtsserver für Chemie