Du hast sicherlich schon einmal gehört, dass Kochsalz auf der Symbolebene mit der Verhältnisformel \(\ce{NaCl}\) beschrieben werden kann. Dies bedeutet, dass in einem Ionengitter das Verhältnis von Natrium-Ionen und Chlorid-Ionen 1:1 ist. Das ist aber nicht bei allen Salzen der Fall. Magnesiumchlorid hat die Verhältnisformel \( \ce{MgCl_2}\), in dem Ionengitter befinden sich also doppelt so viele Chlorid-Ionen wie Magnesium-Ionen. Doch woher weißt du, in welchem Verhältnis die Ionen in einem Ionengitter vorliegen? Was unterscheidet die Verhältnisformel von der Summenformel? Bestehen Salze immer aus zwei Ionen? Dies erfährst du in diesem Beitrag.
Vom Periodensystem der Elemente zur Ladung
Bei einatomigen Ionen kannst du die Ladung oft direkt aus dem Periodensystem abgelesen. Dies funktioniert immer dann, wenn es sich um ein Hauptgruppenelement handelt. Die Ionen der Hauptgruppen I bis III haben die gleiche Ladung wie die Nummer der Hauptgruppe. So steht Magnesium in der 2. Hauptgruppe und das Magnesium-Ion ist zweifach positiv geladen. Dies liegt daran, dass die Hauptgruppennummer auch die Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale beschreibt. Die Atome der Elemente der ersten drei Hauptgruppen geben bei der Ionenbildung die Außenelektronen ab und erreichen so die Edelgaskonfiguration. Dies geschieht aber nur dann, wenn es auch einen Reaktionspartner gibt, der die Elektronen aufnehmen kann.
Die Ionen der Hauptgruppenelemente V bis VII gilt die folgende Formel: \(\text{Ladung}=8\ –\ \text{Hauptgruppennummer}\). Die negative Ladung entsteht durch die Aufnahme von Elektronen, die den jeweiligen Atomen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration fehlt. Beispielsweise kann das Chlor-Atom aus der 7. Hauptgruppe ein Elektron aufnehmen und erreicht dadurch die Edelgaskonfiguration. Wenn das Chlor-Atom ein Elektron aufnimmt, wird das Chlor-Atom zu einem einfach negativ geladenen Chlorid-Ion (\( \ce{Cl-}\)).
Von der Ladung zur Verhältnisformel
Betrachten wir ein Salz auf der Teilchenebene, so liegt dieses Salz in einem Ionengitter vor. Ein Ionengitter ist eine regelmäßige dreidimensionale Anordnung von positiv und negativ geladenen Ionen. Da Ionengitter beliebig groß werden können, verwenden wir statt einer Summenformel eine Verhältnisformel. Die Verhältnisformel ist die kleinste Einheit, die das Verhältnis der verschiedenen Ionen-Sorten beschreibt. Wir wissen also nicht, wie viele positiv geladene Ionen (Kationen) und negativ geladene Ionen (Anionen) in einem Ionengitter vorliegen. Wir können nur das Verhältnis der Kationen und Anionen im Ionengitter beschreiben.
Das unterscheidet die Verhältnisformel von der Summenformel. Eine Summenformel, wie z. B. \( \ce{H_2O}\) (Wasser-Molekül), sagt uns genau, aus wie vielen Atomen ein Molekül besteht. Da wir bei salzartigen Stoffen nicht wissen, aus wie vielen Kationen und Anionen das Gitter aufgebaut ist, verwenden wir hier die Verhältnisformel Die Verhältnisformel eines Salzes ist insgesamt nicht geladen. Das bedeutet, dass sich die positiven Ladungen der Kationen und die negativen Ladungen der Anionen gegenseitig aufheben. Kochsalz besteht beispielsweise aus \( \ce{Na+}\)-Ionen und \( \ce{Cl-}\)-Ionen. Wenn wir jeweils das einfach positiv geladene Kation mit einem einfach negativ geladenen Anion kombinieren, ist die Ladung insgesamt neutral. Das heißt, das Verhältnis von Kationen und Anionen in einem Kochsalzkristall ist 1:1. Die Verhältnisformel für Kochsalz (Natriumchlorid) lautet deshalb NaCl. Um das Verhältnis der positiven und negativen Ionen in einem Ionengitter zu bestimmen, müssen wir berücksichtigen, dass immer alle Elektronen, die von einem Metall-Atom abgegeben werden, auch von einem Nichtmetall aufgenommen werden. Es dürfen keine Elektronen übrig bleiben. So gibt z. B. bei der Entstehung von Magnesiumchlorid das Magnesium-Atom zwei Elektronen ab. Da Chlor-Atome nur jeweils ein Elektron aufnehmen können, werden zwei Chloratome benötigt, um die beiden Elektronen aufzunehmen. Das Verhältnis von positiven geladenen Magnesium-Ionen zu negativ geladenen Chlorid-Ionen ist im Magnesiumchlorid deshalb 1:2. Bei der Bestimmung der Verhältnisformeln hilft uns das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) der Ionen-Ladung. Schauen wir uns dies am Beispiel von Eisenoxid an. Eisenoxid besteht aus \( \ce{Fe^{3+}}\)-Ionen und \( \ce{O^{2-}}\)-Ionen. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6. Um die Anzahl der Eisen-Ionen in der Verhältnisformel zu berechnen, teilen wir nun die 6 (kgV) durch die Ladung der Eisen-Ionen: 6:3=2. Dies wird entsprechend für die Oxid-Ionen wiederholt: 6:2=3. Daraus ergibt sich das Ionen-Verhältnis in dem Ionengitter von \( \ce{2\,Fe^{3+}}\)-Ionen und \( \ce{3\,O^{2-}}\)-Ionen, also \( \ce{Fe2O3}\).
Molekül-Ionen
Einige Salze, wie Kaliumnitrat oder Calciumsulfat, bestehen nicht nur aus einatomigen Ionen, sondern aus geladenen Molekülen. Im Folgenden (Abb. 1) siehst du eine Liste mit den wichtigsten Molekül-Ionen:
| Ammonium-Ion | \(\ce{NH_4^+}\) |
| Carbonat-Ion | \(\ce{CO_3^{2-}}\) |
| Hydrogencarbonat-Ion | \(\ce{HCO_3^-}\) |
| Hydroxid-Ion | \(\ce{OH^-}\) |
| Nitrat-Ion | \(\ce{NO_3^-}\) |
| Nitrit-Ion | \(\ce{NO_2^-}\) |
| Oxonium-Ion | \(\ce{H_3O^+}\) |
| Permanganat-Ion | \(\ce{MnO_4^-}\) |
| Phosphat-Ion | \(\ce{PO_4^{3-}}\) |
| Sulfat-Ion | \(\ce{SO_4^{2-}}\) |
| Sulfit-Ion | \(\ce{SO_3^{2-}}\) |
Um die richtige Verhältnisformel zu bestimmen, kannst du genauso wie bei den einatomigen Ionen vorgehen. Für die Benennung der Salze wird der Name des Metall-Ions mit dem Namen des Anions kombiniert, z. B. Kaliumnitrat.