Die Eigenschaften der Salze zeichnen sich durch hohe Schmelz- und Siedepunkte aus. Sie sind sehr hart, aber spröde. Salze bestehen aus Ionen, die sich durch ionische Bindungen zusammenhalten. Nur Salzlösungen und geschmolzene Salze leiten den Strom. Häufig besitzen sie eine gute Löslichkeit in Wasser ([[Die Löslichkeit von Salzen]]).

== Schmelz- und Siedetemperaturen ==

Durch die Struktur des Ionengitters sind Salze bei Raumtemperatur immer Feststoffe. Ihre hohen Schmelz- und Siedepunkte (Bsp. Schmelzpunkt (Tm) von Na+Cl-: 801°C) zeigen, dass zwischen den Ionen im Gitter starke Anziehungskräfte wirken, diese sind sehr viel grösser als die Anziehungskräfte zwischen Molekülen. Die Schmelz- und Siedepunkte von Salzen steigen mit zunehmender [[Ionenladung]], weil die Anziehungskräfte stärker werden.

Der Schlemz- und Siedepunkt eines Salzes kann auch im Alltag genutzt werden, wie z.B. beim Herstellen von Aluminium im Deville-Verfahren.

== Konsistenz ==
[[image:Spalten_eines_Kochsalzkristalls.jpg|thumb|right|Abb. 1 Spalten eines Kochsalzkristalls]]

Salze sind sehr hart aber brechen oft auseinander. Sie setzen sich aus Ionengittern zusammen, darin hat es positive Kationen (in Abb. 1 grün) und negative Anionen (in Abb. 1 grau). Wenn auf ein Ionengitter ein genug grosser Druck ausgeübt wird, kommt es zu einer Verschiebung der Gitterebenen und gleichgeladene Teilchen treffenaufeinander, welche sich gegenseitig abstossen. Das Ionengitter bricht auseinander. Diese spezielle Eigenschaft von Salzen nennt man Sprödigkeit.

Salze sind sehr hart, dies wird mit der Mohschen Härteskala gemessen. z.B. Ein Rubin z.B. zählt zu den Edelsteinen und ist daher ein auch Salz er hat einen Härtegrad von 9. Das heisst die Gitterenergie (Energie, die frei wird wenn das Gitter zerstört wird) ist sehr hoch und man muss viel Kraft aufwenden um ihn zu brechen. Oder das härteste aller Mineralien ist der Diamant er hat eine 10 in der Mohshärteskala, dies ist nicht zu toppen. Wird diese Struktur aber zum Beipsiel durch erhitzen verändert, gibt es aus Diamant Graphit, was auf keinen fall hart ist. Die Ionengitter haben sich verändert.

{| class="wikitable" style="text-align:center"
|- style="background-color:#f0f0f0;"
! Mineral
! Härte (Mohs)
! Bemerkungen
|-
|Talk
|1
|style="text-align:left"|mit Fingernagel schabbar
|-
|Gips oder Halit
|2
|style="text-align:left"|mit Fingernagel ritzbar
|-
|Calcit (Kalkspat)
|3
|style="text-align:left"|mit Kupfermünze ritzbar
|-
|Fluorit (Flussspat)
|4
|style="text-align:left"|mit Taschenmesser|Messer gut ritzbar
|-
|Apatit oder Mangan
|5
|style="text-align:left"|mit Messer noch ritzbar; das härteste menschliche Gewebe Zahnschmelz hat diesen Härtegrad
|-
|Feldspat|Orthoklas (Feldspat)
|6
|style="text-align:left"|mit Stahlfeile ritzbar
|-
|Quarz
|7
|style="text-align:left"|ritzt Fensterglas
|-
|Topas
|8
|style="text-align:left"| 
|-
|Rubin
|9
|style="text-align:left"|Eine Varietät (Mineralogie)|Varietät von Rubin ist Saphir.
|-
|Diamant
|10
|style="text-align:left"|härtestes natürlich vorkommendes Mineral; nur von sich selbst und (unter Hitzeeinwirkung) von Bornitrid ritzbar. Inzwischen sind einige wenige, künstlich hergestellte, härtere Materialien bekannt, unter anderem: Aggregierte Diamant-Nanoröhrchen|ADNR.
|}

== Wasserlöslichkeit ==

Salze sind oft gut wasserlöslich. Auch beim Lösen muss die Gitterenergie überwunden werden. Dennoch lösen sich viele Salze unter Energieabgabe bzw. ohne sichtbare äussere Energiezufuhr. Wassermoleküle sind [[Dipole]] und werden von den Salzionen angezogen. Die Energie, die bei der Ausbildung einer [[Hydrathülle]] frei wird nennt man [[Hydratationsenergie]]. Oft ist diese grösser, als die Gitterenergie oder nur wenig kleiner. Dann wird der fehlende Energiebetrag von der [[Wärmeenergie]] des Wassers geliefert. Ist die Gitterenergie aber viel grösser, so besitzen die Salze nur eine geringe Löslichkeit.

== Leitfähigkeit ==
[[image:Kochsalzschmelzen_und_Kochsalzlösungen_leiten_den_elektrischen_Strom.jpg|thumb|right|Kochsalzschmelzen und Kochsalzlösungen leiten den elektrischen Strom]]
Ein festes Salz besitzt keine [[elektrische Leitfähigkeit]], da die Teilchen in einem Gitter angeordnet sind. Die Leitfähigkeit setzt erst ein, wenn ein Salz gelöst oder geschmolzen ist. In diesen Zuständen sind die Teilchen geladen und frei beweglich, was die Voraussetzung für elektrische Leitfähigkeit ist.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Romeo Scheidegger, Allg. u. Anorg. Chemie (2006) 6.3.2. Charakteristische Eig. v. Salzen

[[Kategorie: Chemie]]

Eigenschaften von Salzen

2010-05-29T09:42:53Z

07h rimgio:

Eigenschaften von Salzen

2010-05-29T09:05:29Z

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Eigenschaften von Salzen

2010-05-29T08:54:06Z

07h rimgio:

Eigenschaften von Salzen

2010-05-29T08:34:35Z

07h rimgio:

Eigenschaften von Salzen

2010-05-28T19:28:55Z

07h rimgio:

Die Eigenschaften der Salze zeichnen sich durch hohe Schmelz- und Siedepunkte aus. Sie sind sehr hart, aber spröde. Nur Lösungen und Schmelzen von Salzen leiten den Strom. Häufig besitzen sie eine gute Löslichkeit in Wasser ([[Die Löslichkeit von Salzen]]).

== Schmelz- und Siedetemperaturen ==

Durch die Struktur des Ionengitters sind Salze bei Raumtemperatur immer Feststoffe. Ihre hohen Schmelz- und Siedepunkte zeigen, dass zwischen den Ionen im Gitter starke Anziehungskräfte wirken. Die Schmelz- und Siedepunkte von Salzen steigen mit zunehmender [[Ionenladung]], weil die Anziehungskräfte stärker werden.

== Sprödigkeit ==
[[image:Spalten_eines_Kochsalzkristalls.jpg|thumb|right|Spalten eines Kochsalzkristalls]]

Wenn auf ein Ionengitter ein genug grosser Druck ausgeübt wird, kommt es zu einer Verschiebung der Gitterebenen und gleichgeladene Teilchen treffenaufeinander, welche sich gegenseitig abstossen. Das Ionengitter bricht. Diese spezielle Eigenschaft von Salzen nennt man Sprödigkeit.

== Wasserlöslichkeit ==

Salze sind oft gut wasserlöslich. Auch beim Lösen muss die Gitterenergie überwunden werden. Dennoch lösen sich viele Salze unter Energieabgabe bzw. ohne sichtbare äussere Energiezufuhr. Wassermoleküle sind [[Dipole]] und werden von den Salzionen angezogen. Die Energie, die bei der Ausbildung einer [[Hydrathülle]] frei wird nennt man [[Hydratationsenergie]]. Oft ist diese grösser, als die Gitterenergie oder nur wenig kleiner. Dann wird der fehlende Energiebetrag von der [[Wärmeenergie]] des Wassers geliefert. Ist die Gitterenergie aber viel grösser, so besitzen die Salze nur eine geringe Löslichkeit.

== Leitfähigkeit ==
[[image:Kochsalzschmelzen_und_Kochsalzlösungen_leiten_den_elektrischen_Strom.jpg|thumb|right|Kochsalzschmelzen und Kochsalzlösungen leiten den elektrischen Strom]]
Ein festes Salz besitzt keine [[elektrische Leitfähigkeit]], da die Teilchen in einem Gitter angeordnet sind. Die Leitfähigkeit setzt erst ein, wenn ein Salz gelöst oder geschmolzen ist. In diesen Zuständen sind die Teilchen geladen und frei beweglich, was die Voraussetzung für elektrische Leitfähigkeit ist.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Romeo Scheidegger, Allg. u. Anorg. Chemie (2006) 6.3.2. Charakteristische Eig. v. Salzen

[[Kategorie: Chemie]]

Eigenschaften von Salzen

2010-05-28T19:26:49Z

07h rimgio:

Die Eigenschaften der Salze zeichnen sich durch hohe Schmelz- und Siedepunkte aus. Sie sind sehr hart, aber spröde. Nur Lösungen und Schmelzen von Salzen leiten den Strom. Häufig besitzen sie eine gute Löslichkeit in Wasser ([[Die Löslichkeit von Salzen]]).

== Schmelz- und Siedetemperaturen ==

Durch die Struktur des Ionengitters sind Salze bei Raumtemperatur immer Feststoffe. Ihre hohen Schmelz- und Siedepunkte zeigen, dass zwischen den Ionen im Gitter starke Anziehungskräfte wirken. Die Schmelz- und Siedepunkte von Salzen steigen mit zunehmender [[Ionenladung]], weil die Anziehungskräfte stärker werden.

== Sprödigkeit ==
[[image:Spalten_eines_Kochsalzkristalls.jpg|thumb|right|Spalten eines Kochsalzkristalls]]

Wenn auf ein Ionengitter ein genug grosser Druck ausgeübt wird, kommt es zu einer Verschiebung der Gitterebenen und gleichgeladene Teilchen treffenaufeinander, welche sich gegenseitig abstossen. Das Ionengitter bricht. Diese spezielle Eigenschaft von Salzen nennt man Sprödigkeit.

== Wasserlöslichkeit ==

Salze sind oft gut wasserlöslich. Auch beim Lösen muss die Gitterenergie überwunden werden. Dennoch lösen sich viele Salze unter Energieabgabe bzw. ohne sichtbare äussere Energiezufuhr. Wassermoleküle sind [[Dipole]] und werden von den Salzionen angezogen. Die Energie, die bei der Ausbildung einer [[Hydrathülle]] frei wird nennt man [[Hydratationsenergie]]. Oft ist diese grösser, als die Gitterenergie oder nur wenig kleiner. Dann wird der fehlende Energiebetrag von der [[Wärmeenergie]] des Wassers geliefert. Ist die Gitterenergie aber viel grösser, so besitzen die Salze nur eine geringe Löslichkeit.

== Keine elektrische Leitfähigkeit ==
[[image:Kochsalzschmelzen_und_Kochsalzlösungen_leiten_den_elektrischen_Strom.jpg|thumb|right|Kochsalzschmelzen und Kochsalzlösungen leiten den elektrischen Strom]]
Ein festes Salz besitzt keine [[elektrische Leitfähigkeit]], da die Teilchen in einem Gitter angeordnet sind. Die Leitfähigkeit setzt erst ein, wenn ein Salz gelöst oder geschmolzen ist. In diesen Zuständen sind die Teilchen geladen und frei beweglich, was die Voraussetzung für elektrische Leitfähigkeit ist.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Romeo Scheidegger, Allg. u. Anorg. Chemie (2006) 6.3.2. Charakteristische Eig. v. Salzen

[[Kategorie: Chemie]]