Salze

Als Salze bezeichnet man eine große Gruppe chemischer Verbindungen, die sich dadurch auszeichnen, dass sie nicht amorph, sondern kristallin aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen aufgebaut sind. Damit gehören die Salze zur Gruppe der starken Elektrolyte, in denen die Kräfte der chemischen Bindungen überwiegend auf der elektrostatischen Anziehung der positiv und negativ geladenen Ionen beruhen.

Der Bindungstyp von Salzen wird als Ionische Bindung bezeichnet. Er beruht auf der Anziehung von Kationen und Anionen als gegensätzlich geladenen elektrischen Ladungsträgern. Wässerige Lösungen von Salzen, in denen die gelösten Salzanteile vollständig dissoziiert als Kationen und Anionen vorliegen, besitzen eine hohe elektrische Leitfähigkeit. Auch Salze, die in Wasser schwer löslich sind, können als Salzschmelzen elektrisch leiten, weil Kationen und Anionen in Schmelzen beweglich sind.[1][2][3]

Unterschieden werden Salze insbesondere nach ihrer Löslichkeit in Wasser und der Beeinflussung des pH-Wertes durch die in Wasser löslichen Salze (basische, saure und neutrale Salze).

Gruppiert werden Salze unter anderem in

Anorganische Salze, die nur aus anorganischen Kationen und Anionen bestehen (z. B. NaCl)
Organische Salze mit Kationen und Anionen aus dem Bereich der organischen Chemie, wie z. B. das aus Methylamin und Essigsäure gebildete Salz Methylammonium-Acetat,
Mischtypen mit Kationen und Anionen aus beiden Bereichen wie Natriumacetat
- Hydrochloride wie Methylammoniumchlorid
Doppelsalze mit unterschiedlichen Kationen oder Anionen.

Zugleich können Salze auch anderen chemischen Stoffgruppen angehören, die aus chemischer Sicht von größerer Relevanz sein können als ein eventuell nur schwach ausgeprägter Salzcharakter. Das gilt z. B für einige Metalloxide und Metallsulfide.

Bei anorganischen Salzen werden die Kationen häufig von Metallen und die Anionen häufig von Nichtmetallen (Halogene) oder deren Oxiden gebildet. Als Feststoff bilden sie gemeinsam ein Ionengitter. Als organische Salze bezeichnet man alle Verbindungen, bei denen mindestens ein Anion oder Kation eine organische Verbindung ist; mit Ausnahme der Carbonate, die sich von der per Definition anorganischen Kohlensäure (H₂CO₃) ableiten.

Anorganische Salze

Kugelgitter: Struktur von Natriumchlorid; die Natriumionen sind grün, die Chloridionen blau dargestellt

Die Struktur des Sulfat-Anions (SO₄²⁻)

Im engsten Sinn versteht man unter Salz das Natriumchlorid (NaCl, Speisesalz). Im weiten Sinn bezeichnet man alle Verbindungen, die wie NaCl aus Anionen und Kationen aufgebaut sind – wie zum Beispiel Calciumchlorid (CaCl₂) – als Salze. Natriumchlorid ist aus den Kationen Na⁺ und Anionen Cl⁻ aufgebaut. Das Salz Calciumchlorid wird von Ca²⁺ und Cl⁻ gebildet. Die Formeln NaCl und CaCl₂ sind die Verhältnisformeln der Verbindungen (Na:Cl=1:1, bzw. Ca:Cl=1:2). Ionen können ein- oder mehrwertig sein, also eine oder mehrere positive bzw. negative Ladungen tragen.

Die Verhältnisformel eines Salzes wird durch die Ladungszahl der Ionen bestimmt, da sich positive und negative Ladungen kompensieren müssen. Verhältnisformeln von Salzen stehen im klaren Gegensatz zu Formeln von Verbindungen wie Wasser (H₂O) oder Methan (CH₄), die molekulare Verbindungen sind.

Bei anorganischen Salzen liegen zwischen den Ionen Ionenbindungen vor. Eine sehr hohe Zahl von Ionen bilden unter Einhaltung der jeweiligen Verhältnisformel ein Ionengitter mit einer bestimmten Kristallstruktur. Die Abbildung rechts zeigt einen kleinen Ausschnitt aus dem Aufbau eines Natriumchlorid-Kristallgitters. Da recht viele verschiedene Kationen und Anionen existieren, sind auch eine hohe Zahl unterschiedlicher Salze bekannt. Einige der Ionen sind unten in den Tabellen aufgelistet.

Ionen können in Salzen auch aus mehr als einem Atom bestehen. Sie werden Komplex-Ionen genannt. Beispiele für komplexe Anionen sind das Nitrat-Anion (NO₃⁻) und das Sulfat-Anion (SO₄²⁻). Bei Komplexen liegt ein Atom als Zentralatom vor, an das andere Atome (oder auch Atomgruppen) angelagert sind und Liganden genannt werden. In den beiden Beispielen sind N bzw. S das jeweilige Zentralatom, Liganden sind in beiden Fällen Sauerstoffatome (Oxokomplexe). Die Zentralatome und deren Liganden sind durch kovalente Bindungen miteinander verknüpft. Ionische Bindungen liegen nur zwischen den Anionen und Kationen vor. Unter den Nitraten ist beispielsweise das Salz Natriumnitrat (NaNO₃), unter den Sulfaten Natriumsulfat (Na₂SO₄) bekannt.

Kationen werden meist von Metallen gebildet und deren Salze Metallsalze genannt. Aus Nichtmetallen besteht das komplexe Kationen Ammonium (NH₄⁺) mit Stickstoff als Zentralatom und Wasserstoff als Liganden. Ammonium-Ionen bilden beispielsweise das Salz Ammoniumsulfat ((NH₄)₂SO₄). Zu den Ammoniumverbindungen existieren analoge, organische Verbindungen (Quartäre Ammoniumverbindungen), die weiter unten näher beschrieben werden.

Bei mehrwertigen Oxokomplexen können auch OH-Gruppen als Liganden auftreten, so z. B. beim Salz Natriumhydrogensulfat (NaHSO₄). Analoge Salze sind auch unter den Phosphaten bekannt: Neben Natriumphosphat gibt es auch die Salze Dinatriumhydrogenphosphat und Natriumdihydrogenphosphat. Aus der üblichen Formelschreibweise (Formeleinheit) für diese Verbindungen lässt sich die OH-Gruppen als Ligand nicht unmittelbar erkennen. Die Formeleinheiten solcher Salze leiten sich von der traditionellen Schreibweise für Säuren wie Schwefelsäure (H₂SO₄) und Phosphorsäure (H₃PO₄) ab.

Die Struktur des Hexacyanoferrat(II)-Anion

Übergangsmetalle können nicht nur Kationen, sondern auch Anionen als Oxokomplexe bilden. So kann Chrom die Chromate ([CrO₄]²⁻), das Anion im Kaliumchromat (K₂[CrO₄]) und Mangan die Permanganate ([MnO₄]⁻), das Anion in Kaliumpermanganat (K[MnO₄]) bilden.

Komplexe Anionen können auch Metalle als Zentralatom haben. Bei Kaliumhexacyanoferrat(II) (K₄[Fe(CN)₆]) bildet das Eisenion Fe²⁺ zusammen mit sechs Cyanid-Gruppen (CN⁻) gemeinsam ein stabiles Anion mit vier negativen Ladungen. Im Salz liegen ionische Bindungen zwischen Kaliumionen und dem Hexacyanoferrat(II)-Anion vor. Analog bildet das Eisenion Fe³⁺ Kaliumhexacyanoferrat(III) (K₃[Fe(CN)₆]) ebenfalls ein Komplexsalz. Bei K₃[Fe(CN)₆] bildet das Eisenion Fe³⁺ zusammen mit sechs Cyanid-Gruppen (CN⁻) gemeinsam ein stabiles Anion mit drei negativen Ladungen.

Beispiele von Kationen und Anionen

Kationen
einwertige	zweiwertige	dreiwertige
Kalium, K⁺	Calcium, Ca²⁺	Eisen(III), Fe³⁺
Natrium, Na⁺	Magnesium, Mg²⁺	Aluminium, Al³⁺
Ammonium, NH₄⁺	Eisen(II), Fe²⁺

Anionen
einwertige	zweiwertige	oxidische Komplexe (ein- oder mehrwertig)	metallische Komplexe (ein- oder mehrwertig)
Fluoride, F⁻	Oxide, O²⁻	Carbonate, CO₃²⁻	Chromate, CrO₄²⁻
Chloride, Cl⁻	Sulfide, S²⁻	Sulfate, SO₄²⁻	Permanganate, MnO₄⁻
Bromide, Br⁻		Phosphate, PO₄³⁻	Hexacyanoferrate(II), [Fe^II(CN)₆]⁴⁻
Iodide, I⁻		Nitrate, NO₃⁻

Eigenschaften von Salzen

Lösen von Natriumchlorid in Wasser: Rechts sind von Wassermolekülen ummantelte (hydratisierte) Ionen dargestellt

Viele Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe mit relativ hohen Schmelzpunkten. Etliche Salze sind recht hart und spröde und haben glatte Bruchkanten bei mechanischer Bearbeitung. Diese Eigenschaften sind recht typisch für Feststoffe, die durch ein Ionengitter aufgebaut sind und daher Kristalle bilden. Aber nicht jeder kristalline Stoff ist ein Salz. So bildet Zucker (Saccharose) auch Kristalle, hat aber kein Ionengitter und zählt nicht zu den Salzen.

Zahlreiche Salze sind löslich in Wasser und unlöslich in den meisten organischen Lösungsmitteln. Bei wasserlöslichen Salzen überwindet das Wasser die Gitterenergie des Ionengitters durch Hydratation. Ist die Hydrationsenergie ähnlich groß oder größer als die Gitterenergie, ist das Salz mäßig oder gut löslich. In Lösungen sind die einzelnen Ionen von Wassermolekülen recht eng und intensiv ummantelt. Als Reaktion wird dies in der Chemie oft so dargestellt:
$\mathrm {NaCl_{(s)}\ \longrightarrow \ Na_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}}$
Das (s) weist auf einen Feststoff hin und (aq) markiert, dass das Ion hydratisiert vorliegt.

Trockene Salzkristalle sind elektrische Isolatoren. Salzschmelzen und wässrige Lösungen leiten hingegen den elektrischen Strom aufgrund ihrer frei beweglichen Ionen als Ladungsträger; sie sind Elektrolyte.

Das Lösen von Salzen in Wasser kann den pH-Wert der jeweiligen Lösung verändern. Beeinflusst das Salz den Wert nicht, spricht man von neutralen Salzen. Zu den neutralen Salzen zählt auch das Natriumchlorid. Andere Salze heben oder senken den pH-Wert. Man spricht von basischen oder sauren Salzen. Wie ein bestimmtes Salz reagiert, lässt sich nur schwer aus der Zusammensetzung der Verbindung abschätzen. Grundsätzlich gilt jedoch: Anionen (Säurereste) starker Säuren reagieren meist neutral. Säurereste von schwachen Säuren reagieren meist basisch. Beispielhaft für Salze, von denen mehrprotonige Säuren bekannt sind, ist das Verhalten der Phosphate. Das Lösen von Salzen in wässrigen Lösungen von organischen Molekülen, wie z. B. von Biomolekülen, kann zur Denaturierung der Biomoleküle führen oder auch die Ausfällung der Makromoleküle bewirken. Diese Wirkung von Salzen wird durch die sogenannte Hofmeister-Reihe charakterisiert.

Weitere Kationen und Anionen

Metalloxide bilden einen großen Teil der Erdkruste und können auch als Salze betrachtet werden. Das Anion O²⁻ (Oxid-Ion) tritt als solches jedoch nur im festen oder geschmolzenen Zustand auf, in wässrigen Lösungen ist es nicht bekannt. Der Sauerstoff im Oxidion hat die Oxidationszahl −2. Die Oxidationszahl der Metalle bestimmt damit die Verhältnisformel der jeweiligen Verbindung: M^I₂O, M^IIO, M^III₂O₃. Ist ein Oxid wasserlöslich, findet eine spezifische chemische Reaktion statt, zum Beispiel:
$\mathrm {Na_{2}O_{(s)}+H_{2}O\longrightarrow 2\ Na_{(aq)}^{+}+2\ OH_{(aq)}^{-}}$
Natriumoxid reagiert mit Wasser unter Bildung von Hydroxid-Ionen zu Natronlauge.
Ähnlich reagiert Calciumoxid (CaO), auch gebrannter Kalk genannt, zu gelöschtem Kalk (Ca(OH)₂). Sehr viele Oxide reagieren nicht mit Wasser. Das Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) ist keine wasserlösliche Verbindung.
Sulfide: Mineralien sind in der Natur häufig als Sulfide (S²⁻) zu finden, z. B. Pyrit und Kupferglanz. Auch Sulfide kann man als Salze betrachten. Natriumsulfid (Na₂S) ist ein lösliches Salz, die meisten Sulfide, wie Zinksulfid (ZnS) und Kupfer(II)-sulfid (CuS), sind in Wasser so gut wie unlöslich. In der analytischen Chemie wird die unterschiedliche (schlechte) Löslichkeit verschiedener Metallsulfide zur Trennung der Elemente verwendet (im Trennungsgang der Schwefelwasserstoffgruppe).

Kristallwasser

Viele Salze enthalten neben den Ionen in bestimmten Mengen auch Wassermoleküle, das so genannte Kristallwasser. Es wird in der Verhältnisformel mit angegeben, wie hier im Beispiel von Natriumsulfat-Dekahydrat: Na₂SO₄·10 H₂O.

Doppelsalze

Neben Salzen mit nur einer Art von Kationen (M) sind auch Salze mit zwei verschiedenen Kationen bekannt. Man nennt diese Salze Doppelsalze, wie die Alaune mit der allgemeinen Zusammensetzung M^IM^III(SO₄)₂. Beispiel: Aluminiumkaliumsulfat-Dodecahydrat (KAl(SO₄)₂ · 12 H₂O).

Grenzen des Begriffs Salze

Stoffe sind nur Salze, wenn ionische Bindungen zwischen den Teilchen der Verbindung vorliegen. Ob dieser Bindungstyp vorliegt, lässt sich jedoch nicht leicht ableiten. Während bei Calciumoxid (CaO) ionische Bindungen wirken, liegen bei Chrom(VI)-oxid (CrO₃) nur kovalente Bindungen zwischen Chrom- und Sauerstoffatomen vor; es ist somit kein Salz. Daher ist es besser, in diesen Fällen statt von Salzen von Metalloxiden zu sprechen.
Salze werden historisch bedingt in der Regel als chemische Verbindungen aufgefasst, da sie eine definierte Zusammensetzung aus verschiedenen chemischen Elementen haben. Es sind jedoch Mischkristalle aus zwei Salzen bekannt, die nicht stöchiometrisch zusammengesetzt sind: So bildet Kaliumpermanganat (K[MnO₄]) mit Bariumsulfat (Ba[SO₄]) in fast beliebigen Mengenverhältnissen Mischkristalle (wenn auch nur bis zu einem bestimmten Maximum an Bariumsulfat), da die Komponenten ähnliche Kristallstrukturen und Gitterabstände aufweisen. Eine chemische Ähnlichkeit der beteiligten Verbindungen oder eine gleiche Wertigkeit ist für die Bildung von Mischkristallen nicht nötig.

Organische Salze

Neben den oben beschriebenen anorganischen Salzen gibt es auch zahlreiche Salze organischer Verbindungen. Die Anionen dieser Salze stammen von den organischen Säuren ab. Wichtig sind hier die Salze der Carbonsäuren, wie beispielsweise die Essigsäure, von der viele Salze, die so genannten Acetate (CH₃COO⁻) bekannt sind. So kann sich mit Na⁺ das Salz Natriumacetat oder mit Cu²⁺ das Kupferacetat bilden. Essigsäure ist eine Monocarbonsäure (hat nur eine -COOH-Gruppe) und bildet nur einwertige Anionen. Zitronensäure ist eine Tricarbonsäure (hat drei -COOH-Gruppen) und kann dreiwertige Anionen bilden; ihre Salze nennt man Citrate. Bekannt sind beispielsweise die Salze Natriumcitrat und Calciumcitrat. Viele Acetate und Citrate bilden Kristalle, was aber nicht der eigentliche Grund ist, sie Salze zu nennen. Der wirkliche und einzige Grund liegt am Vorhandensein von ionischen Bindungen zwischen Anionen und Kationen. Innerhalb der Ionen von organischen Verbindungen liegen kovalente Bindungen vor.

Praktische Bedeutung haben die Salze der Carbonsäuren, die zu den Fettsäuren zählen. Die Natrium- oder Kaliumsalze der Fettsäuren nennt man Seifen. In Seifen liegen Stoffgemische verschiedener Fettsäuresalze vor. Praktische Verwendung finden sie als Kernseife bzw. Schmierseife. Als konkretes Beispiel bildet die Palmitinsäure Salze, welche Palmitate genannt werden. Salze, die auf so großen organischen Molekülen beruhen, sind in der Regel nicht kristallin.

Analog zu den anorganischen Sulfaten (SO₄²⁻) gibt es auch organische Sulfate (R-O-SO₃⁻), wie Natriumlaurylsulfat, welche als Tenside in Shampoos und Duschgelen Verwendung finden. Auch von Alkoholen sind Salze, die Alkoholate, bekannt. Alkohole sind äußerst schwache Säuren und werden daher fast nie so genannt. Unter aggressiven Reaktionsbedingungen lassen sich Verbindungen der Form R-O⁻M⁺ (M = Metall) gewinnen. In Analogie zu vielen anorganischen Oxiden (MO) reagieren Alkoholate bei Kontakt mit Wasser unter Hydrolyse und es bilden sich die entsprechenden Alkohole.


Hydrolyse oxidischer Salze
Natriumethanolat	$\mathrm {C_{2}H_{5}ONa+H_{2}O\longrightarrow \ C_{2}H_{5}OH+Na^{+}+OH^{-}}$
Natriumoxid	$\mathrm {Na_{2}O+H_{2}O\longrightarrow \ 2\ Na^{+}+2\ OH^{-}}$

Die Struktur von Alkylammonium-Verbindungen

Unter den organischen Kationen haben die zum Ammonium-Kation (NH₄⁺) analogen Verbindungen Bedeutung. Man nennt sie allgemein quartäre Ammoniumverbindungen. Bei diesen Verbindungen trägt das Stickstoffatom in der Regel vier Alkylgruppen (R-) und eine positive Ladung. Die Alkylammoniumverbindung Cetyltrimethylammoniumbromid zum Beispiel ist eine organische Ammoniumverbindung, bei der ein Bromatom als Anion vorliegt. Praktische Bedeutung haben Ammoniumverbindungen mit drei kurzen und einer langen Alkylgruppe, da diese Kationen in wässriger Lösung die Eigenschaft von Tensiden zeigen. Verbindungen dieser Art spielen auch eine wichtige Rolle im Stoffwechsel von Lebewesen, wie etwa das Cholin.

Prinzipiell kann jedes organische Amin durch Aufnahme eines Protons (H⁺) zu einem Kation werden. Analog zu der Reaktion von Ammoniak (NH₃) zum Ammonium-Ion (NH₄⁺) reagiert beispielsweise ein primäres Amin (R-NH₂; R = organischer Rest) zum Kation R-NH₃⁺. Da solche Verbindungen meist polarer und daher leichter wasserlöslich sind als die ursprünglichen Stoffe, werden zum Beispiel stickstoffhaltige Arzneistoffe (Pharmawirkstoffe) durch Versetzen mit Salzsäure zu Salzen, den so genannten Hydrochloriden überführt. Dies erleichtert ihre Aufnahme in den Körper. Hydrochloride lassen sich im Gegensatz zu den Aminen leichter durch Umkristallisation reinigen. Analog bilden Amine mit Bromwasserstoff Hydrobromide und mit Fluorwasserstoff Hydrofluoride.

Neben Molekülen, die eine positive oder negative Ladung tragen, existieren auch Moleküle, die über eine negative und positive Ladung verfügen. Man nennt sie Innere Salze oder auch Zwitterionen. Die Stoffgruppe der Betaine zählt zu den inneren Salzen, deren einfachste Verbindung das Betain ist.

Die Aminosäuren verfügen über eine Carboxy-Gruppe (-COOH) und eine Amino-Gruppe (-NH₂) und können so sauer und basisch reagieren. In einer inneren Neutralisation bilden sich eine anionische (-COO⁻) und eine kationische (-NH₃⁺) Gruppe und damit ein Zwitterion. Die einfachste Aminosäure ist das gut in Wasser lösliche Glycin. Zwitterionen zeigen im Gegensatz zu anderen in Wasser gelösten Ionen eine schlechte (keine) elektrische Leitfähigkeit. (Ampholyte)

Beispiele organischer Kationen und Anionen

Anionen organischer Verbindungen
Stoffgruppe	Beispiel	Struktur
Carbonsäuresalze	Acetate
	Palmitate
	Citrate
organische Sulfate	Laurylsulfate
Alkoholate	Ethanolate
Kationen organischer Verbindungen
Stoffgruppe	Beispiel	Struktur
quartäre Ammonium- verbindungen	Cetyltrimethylammonium
quartäre Ammonium- verbindungen	Cholin
organische Ammonium- Verbindungen	Salze des Anilins, z. B. Anilin-Hydrochlorid
Innere Salze: Kation und Anion in einem Molekül
Stoffgruppe	Beispiel	Struktur
Betaine	Betain
Aminosäuren	Alanin

Herstellung von anorganischen Salzen

Reaktionen von Säuren und Basen

Salze entstehen bei der Reaktion von Säuren mit Basen (griechisch basis; Arrhenius: Basen sind die Basis für Salze). Dabei bildet das Oxonium-Ion der Säure mit dem Hydroxid-Ion der Base Wasser (Neutralisation). Einige Salze sind schwer löslich in Wasser und bilden direkt den Feststoff. In der Regel liegt das Salz in Lösung vor und kann durch Verdampfen des Wassers als Feststoff gewonnen werden.

Säure + Base → Salz + Wasser
$\mathrm {\ HCl_{(aq)}+NaOH_{(aq)}\longrightarrow \ NaCl_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}}$ Salzsäure + Natronlauge → Natriumchlorid + Wasser
$\mathrm {\ H_{2}SO_{4(aq)}+Ba(OH)_{2(aq)}\longrightarrow \ BaSO_{4(s)}+2\ H_{2}O_{(l)}}$ Schwefelsäure + Bariumhydroxid → Bariumsulfat + Wasser

Aus anderen Salzen

Einige Salze lassen sich aus zwei anderen Salzen gewinnen. Mischt man wässrige Lösungen von zwei Salzen, kann sich ein drittes Salz als Feststoff bilden. Dies gelingt nur, wenn das dritte Salz im Gegensatz zu den anderen beiden schlechter löslich ist.

Salzlösung A + Salzlösung B → Salz C + Salzlösung D
$\mathrm {\ NaCl_{(aq)}+AgNO_{3(aq)}\longrightarrow AgCl_{(s)}+NaNO_{3(aq)}}$ Natriumchlorid + Silbernitrat → Silberchlorid + Natriumnitrat
$\mathrm {CaCl_{2(aq)}+Na_{2}CO_{3(aq)}\longrightarrow \ CaCO_{3(s)}+2\ NaCl_{(aq)}}$ Calciumchlorid + Natriumcarbonat → Calciumcarbonat + Natriumchlorid

Reaktion von Oxiden

Wie oben beschrieben tendieren viele Metalloxide dazu, mit Wasser Hydroxide zu bilden. Unter sauren Bedingungen reagieren auch Metalloxide, die in reinem Wasser „unlöslich“ (= stabil) sind. Auf diesem Weg lassen sich viele Salze, wie etwa Kupfersulfat gewinnen.

Metalloxid + Säure → Salz + Wasser
$\mathrm {CuO_{(s)}+H_{2}SO_{4(aq)}\longrightarrow \ CuSO_{4(aq)}+H_{2}O}$ Kupfer(II)-oxid + Schwefelsäure → Kupfersulfat + Wasser

Andere Reaktionen

Die Ionen in den oben beschriebenen Reaktionen werden nicht erst gebildet, sondern sie existieren bereits vor der Bildung eines neuen Salzes. Sind bei Reaktionen zur Bildung eines neuen Salzes keine oder nicht alle Ionen mit der nötigen Ladung vorhanden, finden Redoxreaktionen statt. So lassen sich aus elementaren Metallen und Nichtmetallen Salze gewinnen. Reaktionen dieser Art werden unter Salzbildungsreaktion näher beschrieben.

Siehe auch

Liste von anorganischen Verbindungen

Weblinks

Wikibooks: Anorganische Chemie für Schüler/ Ionen, Salze, Fällungsreaktionen und Ionenbindung – Lern- und Lehrmaterialien

Einzelnachweise

Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Chemie. Die zentrale Wissenschaft. Pearson Studium, 2007, ISBN 978-3-8273-7191-1, S. 156–160.
Eintrag zu salt. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.S05447 – Version: 2.2..
Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): Lexikon der Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2001.

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[1] Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Chemie. Die zentrale Wissenschaft. Pearson Studium, 2007, ISBN 978-3-8273-7191-1, S. 156–160.

[2] Eintrag zu salt. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.S05447 – Version: 2.2..

[LdC-3] Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): Lexikon der Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2001.