Salztypen

Salze reagieren in Lösungen unterschiedlich, entweder sind die Lösungen sauer, alkalisch oder neutral. Um schon im Voraus sagen zu können, wie sich ein Salz in einer Lösung verhalten wird, lassen sich alle Salze in vier verschiedene Salz-Typen einteilen.

Typ 1: Wenn das positiv geladene Teilchen (Kation) des Salzmoleküls gar nicht und das negativ geladene Teilchen (Anion) nur ganz schwach als Brönsted-Base reagiert, ist die Lösung neutral, d.h. es werden in der Reaktion mit Wasser keine Oxonium- oder Hydroxid-Ionen gebildet.
Beispiel: Natriumchlorid (Na⁺ + Cl^-)
Na⁺ + Cl^- + H₂O --> Na⁺ + Cl^- + H₂O

Typ 2: Ist das Kation eine stärkere Brönsted-Säure, als das Anion eine Brönsted-Base ist, so reagiert die Lösung sauer, da sich Oxonium-Ionen bilden.
Beispiel: Ammoniumchlorid (NH₄⁺ + Cl^-)
NH₄⁺ + Cl^- + H₂O --> NH₃ + Cl^- + H₃O⁺

Typ 3: Wenn das Kation nicht als Brönsted-Säure und auch nicht als Brönsted-Base reagiert, dafür aber das Anion eine starke bis mittelstarke Brönsted-Base ist, ist die Lösung auf Grund der entstandenen Hydroxid-Ionen alkalisch.
Beispiel: Natriumcarbonat (2 Na⁺ + CO₃^2-)
2 Na⁺ + CO₃^2- + H₂O --> Na⁺ + HCO₃^- + OH^-

Typ 4: Ist das Kation weder Brönsted-Säure noch -Base und das Anion ein Ampholyt ergeben sich zwei Möglichkeiten für die Reaktion des Salzes mit Wasser, die über den [[pK_S- und pK_B-Wert]] herausgefunden werden können.
Möglichkeit a) Wenn das Anion eine stärkere Säure als Base ist (pK_{S Ampholyt} < pK_{B Ampholyt}), reagiert die Lösung sauer.
Möglichkeit b) Die Lösung reagiert alkalisch, wenn das Anion eine stärkere Base als Säure ist (pK_{B Ampolty} < pK_{S Ampholyt}).
Beispiel: Natriumhydrogencarbonat (Na⁺ + HCO₃^-)
Na⁺ + HCO₃^- + H₂O --> Na⁺ + H₂CO₃ + OH^-