Title: 1 Salze benennen
Course: mebis_chemie-lernprogramme.de_salze_kursvorlage

1.1 Reihenfolge im Namen

Der Name eines Salzes setzt sich zusammen zuerst aus dem Namen des Kations und nachfolgend dem Namen des Anions.

Kationen tragen positive, Anionen dagegen negative Ladungen.

1.2 Kationenbenennung

Falls es sich bei dem Kation um das Kation eines Metalls handelt, welches in mehreren Oxidationsstufen (also mit mehrere unterschiedlichen positiven Ladungen) vorkommen kann (dies ist normalerweise bei Nebengruppenmetallen der Fall), so muss die Ladung als römische Ziffer (im Gegensatz zur Oxidationszahl aber ohne Vorzeichen, da sie immer positiv ist) in Klammern direkt hinter den Namen des Kations folgen.

Die Ladung von Hauptgruppenmetallkationen entspricht meist der Hauptgruppennummer, da normalerweise alle Valenzelektronen abgegeben werden.

Beispiel: Aluminiumoxid enthält Aluminium(III)-ionen, da Aluminium in der III. Hauptgruppe steht.

Beispiel: Kupfer(I)-oxid enthält das Kupfer(I)-ion Cu⁺ während Kupfer(II)-oxid das Kupfer(II)-ion enthält.

Beispiel: Blei(II, IV)-oxid enthält in gleichen Teilen sowohl Blei(II)-ionen als auch Blei(IV)-ionen. Insgesamt verhält es sich wie ein Salz, das Kationen mit drei positiven Ladungen enthält.

Kationen, die ausschließlich aus Nichtmetallen bestehen, bilden meist keine in fester Form stabilen Salze. Sie erhalten die Endung -onium und davor den lateinischen Namen des Elements das die positive formale Ladung trägt.

Beispiel: Im Oxoniumion H₃O⁺ trägt Sauerstoff formal eine positive formale Ladung. In wässriger Lösung ist dieses Ion für die Eigenschaften verdünnter saurer Lösungen verantwortlich.

Als Ausnahme bildet das Ammoniumion NH₄⁺ beständige Salze, etwa im Ammoniumchlorid NH₄Cl.

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1.3 Anionenbenennung

Einfache (also nur aus einem Atom bestehende) Anionen enden auf die Endung -id. Der Nichtmetallbestandteil wird meist lateinisch benannt.

Die Ladung einfacher Nichtmetallanionen beträgt meist der Differenz aus der Hauptgruppennummer – der Zahl Acht. Es werden so viele Elektronen aufgenommen, dass die Valenzelektronenkonfiguration des rechts von diesem Nichtmetall in der gleichen Periode stehenden Edelgases erreicht wird.

Beispiel: Chloridion Cl⁻, Oxidion O²⁻, Nitridion N³⁻

Bei den zusammengesetzten Nichtmetall-Sauerstoff-Molekülanionen, bei denen die maximal mögliche Anzahl von Sauerstoffatomen gebunden vorliegt (die also am höchsten oxidiert sind), lautet die Endung auf -at. Der Nichtmetallbestandteil wird meist lateinisch benannt.

Beispiel: Carbonation CO₃²⁻, Sulfation SO₄²⁻, Phosphation PO₄³⁻, Nitration NO₃⁻

Tipp: Die Indizes der gebundenen O-Atome und die Ladungen müssen hier anfangs auswendig gelernt werden.

Später im Säure-Base-Kapitel kann man dann einfach die Summenformeln der entsprechenden Säuren ableiten:

Carbonation CO₃²⁻ (zwei negative Ladungen) ⇒ Kohlensäure H₂CO₃ (zweiprotonige Säure)

Sulfation SO₄²⁻ (zwei negative Ladungen) ⇒ Schwefelsäure H₂SO₄ (zweiprotonige Säure)

Phosphation PO₄³⁻ (drei negative Ladungen) ⇒ Phosphorsäure H₃PO₄ (dreiprotonige Säure)

Nitration NO₃⁻ (eine negative Ladung) ⇒ Salpetersäure HNO₃ (einprotonige Säure)

Tipp: Später können die Indizes der gebundenen O-Atome und die Ladungen auch aus der Struktur der jeweiligen Säuren „rückwärts“ abgeleitet werden:

Kohlensäure H₂CO₃ ⇒ zwei Hydroxygruppen, eine Oxogruppe ⇒ drei O-Atome, zwei negative Ladungen

Schwefelsäure H₂SO₄ ⇒ zwei Hydroxygruppen, zwei Oxogruppen ⇒ vier O-Atome, zwei negative Ladungen

Phosphorsäure H₃PO₄ ⇒ drei Hydroxygruppen, eine Oxogrupp ⇒ vier O-Atome, drei negative Ladungen

Salpetersäure HNO₃ ⇒ eine Hydroxygrupp, zwei Oxogruppen* ⇒ drei O-Atome, eine negative Ladung

(*mit formaler Ladungstrennung aufgrund der Oktettregel)

Falls ein Sauerstoffatom weniger in einem solchen Nichtmetall-Sauerstoff-Molekülanion gebunden vorliegt, endet der Anionenname auf -it.

Beispiel: Sulfition SO₃²⁻ (Ein O-Atom weniger als im Sulfation, s.o.)

Falls das Anion ein Molekülion ist, welches gebundene H-Atome enthält, so erscheint dieses im Namen des Anions meist als „Hydrogen-“, als Ausnahme auch als „Hydr-“.

Beispiel: Hydrogencarbonation HCO₃⁻, Hydrogensulfation HSO₄⁻

Beispiel mit mehreren gebundenen H-Atomen: Dihydrogenphosphation H₂PO₄⁻

Beispiel: Hydroxidion OH⁻, Hydrogensulfidion HS⁻

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1.4 Keine Indizes in Salznamen

Im Gegensatz zu den Molekülformeln der Molekülionen und Moleküle werden bei der Verhältnisformel von Salzen die Zahlsilben mono-, di-, tri- usw. nicht verwendet, da nur das Zahlenverhältnis der einzelnen Ionen in einem (nahezu) unendlichen Ionengitter angegeben wird und keine konkreten Teilchenverbände.

Beispiel: Die molekulare Nichtmetall-Nichtmetallverbindung Dihydrogenmonosulfid H₂S besteht aus Molekülen, in denen jeweils ein Schwefelatom mit zwei Wasserstoffatomen verbunden sind.

Das Salz Natriumsulfid Na₂S dagegen besteht aus einem Gitter von Na⁺ Kationen und S²⁻ Anionen im Verhältnis 2:1.

Da die Indizes sich direkt aus den Ladungen der beteiligten Ionen ergeben, tauchen sie daher bei den Namen der Verhältnisformeln der Salze nicht auf!

Die Lösungen zu den Übungsaufgaben in diesem Abschnitt können überprüft werden mit dem Programm

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