Salze

Grundbegriff und Eigenschaften

Salze sind chemische Verbindungen aus elektrisch positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen. In der kondensierten Phase, also im festen oder flüssigen Zustand, werden die entgegengesetzt geladenen Ionen hauptsächlich durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten. Diese Bindung heißt ionische Bindung. Im Alltag bezeichnet „Salz“ meist Speisesalz, also Natriumchlorid (NaCl).

Viele Salze sind bei Raumtemperatur feste Stoffe mit relativ hohen Schmelzpunkten. Als Feststoffe bilden sie charakteristische Ionengitter. Darin sind die Ionen so angeordnet, dass sich anziehende und abstoßende Coulomb-Kräfte im Mittel ausgleichen und eine minimale potenzielle Energie entsteht. Salze sind häufig hart und spröde und besitzen glatte Bruchkanten. Ein kristalliner Stoff ist jedoch nicht automatisch ein Salz: Saccharose bildet ebenfalls Kristalle, besitzt aber kein Ionengitter.

Wenn sie sich bei den dafür nötigen, meist sehr hohen Temperaturen nicht zersetzen, können Salze als Salzschmelzen flüssig vorliegen. Ionische Flüssigkeiten sind ein Sonderfall; ihre Schmelztemperatur liegt unter 100 °C.

Viele Salze lösen sich in Wasser oder anderen polaren Lösungsmitteln, wobei sich der gelöste Anteil praktisch vollständig in hydratisierte Ionen aufteilt. Salze sind deshalb starke Elektrolyte. Ihre beweglichen Ionen leiten in Lösungen elektrischen Strom. Auch schwer lösliche Salze leiten als Schmelzen, weil ihre Ionen dort beweglich sind. Wasser überwindet bei löslichen Salzen durch Hydratation die Gitterenergie. Ist die Hydrationsenergie ähnlich groß oder größer als die Gitterenergie, ist das Salz mäßig oder gut löslich. Die Reaktion von Natriumchlorid lässt sich so schreiben: NaCl_(s) → Na^+(aq) + Cl^−(aq). „(s)“ kennzeichnet einen Feststoff, „(aq)“ ein hydratisiert vorliegendes Ion.

Trockene Salzkristalle sind elektrische Isolatoren; Salzschmelzen und wässrige Lösungen sind Elektrolyte. Beim Lösen kann ein Salz den pH-Wert verändern. Neutrale Salze beeinflussen ihn nicht, saure Salze senken ihn und basische Salze erhöhen ihn. Anionen starker Säuren reagieren meist neutral, Säurereste schwacher Säuren meist basisch. Die Wirkung von Salzen auf gelöste organische Moleküle und Biomoleküle, etwa Denaturierung oder Ausfällung von Makromolekülen, wird durch die Hofmeister-Reihe beschrieben. Salze können außerdem, meist abhängig vom Kation, unterschiedliche Farben haben; Übergangsmetalle bilden häufig gefärbte Salze.

Einteilung und innere Zusammensetzung

Salze lassen sich nach ihrer Löslichkeit, nach der Beeinflussung des pH-Werts, nach ihrer Kristallstruktur und nach den enthaltenen Teilchen einteilen. Abhängig von Ionenradius und Ionenladung entstehen verschiedene Gitterstrukturen, die bei gut ausgebildeten Kristallen auch makroskopisch sichtbar sein können.

Anorganische Salze bestehen ausschließlich aus anorganischen Kationen und Anionen, zum Beispiel Natriumchlorid (NaCl) und Calciumcarbonat (CaCO_3). Die Kationen stammen häufig von Metallen, die Anionen häufig von Nichtmetallen oder deren Oxiden. Organische Salze enthalten Kationen und/oder Anionen aus der organischen Chemie. Im Methylammonium-Acetat sind beide Ionen organisch, im Methylammoniumchlorid nur das Kation und im Natriumacetat nur das Anion organisch.

Halogenide enthalten einfach negativ geladene Ionen der Halogene. Metallsalze enthalten Metalle als Kationen. Kristallwasserhaltige Salze besitzen zusätzlich zu den Ionen Wassermoleküle in einem bestimmten Mengenverhältnis. Beim Natriumsulfat-Dekahydrat lautet die Verhältnisformel Na_2SO_4 · 10 H_2O. Doppelsalze enthalten zwei verschiedene Kationen oder Anionen. Zu ihnen gehören die Alaune mit der allgemeinen Zusammensetzung M^I M^III(SO_4)_2; ein Beispiel ist Aluminiumkaliumsulfat-Dodecahydrat: KAl(SO_4)_2 · 12 H_2O.

Ionen und Formelschreibweise

Ionen können ein- oder mehrwertig sein, also eine oder mehrere positive beziehungsweise negative Ladungen tragen. Man unterscheidet einatomige Ionen und mehratomige Ionen. Mehratomige Ionen sind entweder geladene Moleküle (Molekülionen) oder geladene Komplexe (Komplexionen). Beispiele für Kationen sind Kalium K^+, Natrium Na^+, Calcium Ca^2+, Magnesium Mg^2+, Eisen(II) Fe^2+, Eisen(III) Fe^3+, Aluminium Al^3+, Ammonium NH_4^+ und Tetraethylammonium (C_2H_5)_4N^+. Beispiele für Anionen sind Fluorid F^−, Chlorid Cl^−, Bromid Br^−, Iodid I^−, Oxid O^2−, Sulfid S^2−, Carbonat CO_3^2−, Sulfat SO_4^2−, Nitrat NO_3^−, Acetat CH_3COO^−, Chromat CrO_4^2−, Permanganat MnO_4^− und Hexacyanidoferrat(II) [Fe^II(CN)_6]^4−.

Für Salze werden Verhältnisformeln verwendet. Sie geben an, in welchem Verhältnis die Ionen im Salz vorkommen. Die Ladungen müssen sich ausgleichen. Diese Formeln unterscheiden sich von Molekülformeln wie H_2O oder CH_4, die die Anzahl der Atome in einem einzelnen Molekül angeben. Natriumchlorid besteht aus Na^+ und Cl^− im Verhältnis 1:1, daher lautet die Formel NaCl. Calciumchlorid enthält Ca^2+ und Cl^− im Verhältnis 1:2 und hat die Formel CaCl_2. Ammoniumcarbonat enthält NH_4^+ und CO_3^2− im Verhältnis 2:1; seine Verhältnisformel ist (NH_4^+)_2CO_3.

Wichtige anorganische und organische Salze

Anorganische Salze enthalten meist Metallkationen. Es gibt aber auch anorganische Molekülkationen wie NH_4^+. Einatomige Anionen sind in der Regel Nichtmetallatome. Molekülionen entstehen vorwiegend bei Säure-Base-Reaktionen durch Aufnahme oder Abgabe eines Wasserstoff-Kations. Anorganische Komplexionen sind meist negativ geladen.

Halogenide sind Salze der Halogene und umfassen Fluoride, Chloride, Bromide und Iodide. Ihre Ionen sind einfach negativ geladen; die Halogenatome besitzen die Oxidationszahl −1. Chloride kommen gelöst im Meerwasser und in Salzlagerstätten häufig vor. Oxide enthalten O^2−; das Sauerstoffatom hat die Oxidationszahl −2. Oxide treten nur fest oder geschmolzen auf und sind in wässrigen Lösungen nicht bekannt. Wasserlösliche Oxide reagieren sofort durch Hydrolyse, zum Beispiel: Na_2O_(s) + H_2O → 2 Na^+(aq) + 2 OH^−(aq). Natriumoxid bildet dabei Natronlauge. Calciumoxid (CaO, gebrannter Kalk) reagiert mit Wasser zu Calciumhydroxid Ca(OH)_2, gelöschtem Kalk. Viele Oxide, etwa Fe_2O_3, reagieren nicht mit Wasser.

Sulfide sind häufige Bestandteile natürlicher Mineralien wie Pyrit und Kupferglanz. Na_2S ist löslich, ZnS und CuS sind fast unlöslich. Carbonate enthalten CO_3^2− und leiten sich von H_2CO_3 ab; Kalkstein besteht hauptsächlich aus Calciumcarbonat. Sulfate sind Salze der Schwefelsäure H_2SO_4; CaSO_4 ist Hauptbestandteil von Gips. Phosphate leiten sich von H_3PO_4 ab. Beispiele sind Na_3PO_4, Na_2HPO_4 und NaH_2PO_4.

Komplexsalze enthalten Komplexionen. In K_4[Fe(CN)_6] bildet Fe^2+ mit sechs CN^−-Gruppen ein stabiles Anion mit vier negativen Ladungen. K_3[Fe(CN)_6] enthält entsprechend Fe^3+ und ein Komplexanion mit drei negativen Ladungen. Weitere Beispiele sind Chromate wie K_2[CrO_4] und Permanganate wie K[MnO_4].

Organische Salze enthalten organische Kationen und/oder Anionen. Die Anionen stammen häufig von Carbonsäuren. Essigsäure bildet einwertige Acetate, etwa Natriumacetat und Kupferacetat. Die dreibasige Zitronensäure bildet dreiwertige Citrate wie Natriumcitrat und Calciumcitrat. Ionische Bindungen zwischen Kationen und Anionen machen diese Stoffe zu Salzen; innerhalb der organischen Ionen liegen kovalente Bindungen vor. Natrium- und Kaliumsalze von Fettsäuren heißen Seifen und liegen als Stoffgemische vor, etwa als Kernseife oder Schmierseife. Palmitinsäure bildet Palmitate. Organische Sulfate wie Natriumlaurylsulfat werden als Tenside verwendet. Alkoholate besitzen die Form R–O^−M^+ und reagieren mit Wasser unter Hydrolyse zu Alkoholen.

Quartäre Ammoniumverbindungen besitzen in der Regel ein Stickstoffatom mit vier Alkylgruppen und positiver Ladung. Cetyltrimethylammoniumbromid enthält ein organisches Kation und Bromid als Anion. Primäre Amine können durch Protonenaufnahme zu Kationen R–NH_3^+ werden. Ihre Salze mit Salzsäure heißen Hydrochloride, mit Bromwasserstoff Hydrobromide und mit Fluorwasserstoff Hydrofluoride. Sie sind meist polarer und wasserlöslicher als die ursprünglichen Amine und werden unter anderem bei Arzneistoffen verwendet.

Innere Salze oder Zwitterionen enthalten in einem Molekül gleichzeitig eine negative und eine positive Ladung. Aminosäuren besitzen eine Carboxygruppe und eine Aminogruppe; durch innere Neutralisation entstehen –COO^− und –NH_3^+. Glycin ist die einfachste Aminosäure. Zwitterionen zeigen in Wasser im Gegensatz zu anderen gelösten Ionen eine schlechte oder keine elektrische Leitfähigkeit.

Herstellung anorganischer Salze

Salze entstehen häufig durch Reaktionen von Säuren und Basen. Das Oxonium-Ion der Säure reagiert mit dem Hydroxid-Ion der Base zu Wasser; diese Reaktion heißt Neutralisation. Schwer lösliche Salze bilden direkt einen Feststoff. Meist liegt das Salz zunächst in Lösung vor und wird durch Verdampfen des Wassers gewonnen.

Typische Reaktionen sind:

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → NaCl_(aq) + H_2O_(l)

H_2SO_4(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaSO_4(s) + 2 H_2O(l)

Salze können auch aus zwei anderen Salzen entstehen. Werden zwei wässrige Salzlösungen gemischt, fällt ein drittes Salz aus, wenn es schlechter löslich ist als die Ausgangssalze. Beispiele sind:

NaCl_(aq) + AgNO_3(aq) → AgCl_(s) + NaNO_3(aq)

CaCl_2(aq) + Na_2CO_3(aq) → CaCO_3(s) + 2 NaCl_(aq)

Viele Metalloxide bilden mit Wasser Hydroxide. Unter sauren Bedingungen reagieren auch Metalloxide, die in reinem Wasser stabil beziehungsweise „unlöslich“ sind, mit Säuren zu Salzen. So entsteht Kupfersulfat: CuO_(s) + H_2SO_4(aq) → CuSO_4(aq) + H_2O.

Bei den bisher genannten Reaktionen sind die erforderlichen Ionen bereits vorhanden. Fehlen bei einer Salzbildung Ionen mit der nötigen Ladung oder sind nicht alle vorhanden, laufen Redoxreaktionen ab. Auf diese Weise können Salze auch aus elementaren Metallen und Nichtmetallen gewonnen werden.

Grenzen des Salzbegriffs

Ein Stoff wird nur dann als Salz bezeichnet, wenn zwischen seinen Teilchen ionische Bindungen vorliegen. Dieser Bindungstyp lässt sich aus der Zusammensetzung nicht immer sicher ableiten. In Calciumoxid (CaO) wirken ionische Bindungen, während in Chrom(VI)-oxid (CrO_3) nur kovalente Bindungen zwischen Chrom- und Sauerstoffatomen vorliegen. CrO_3 ist daher kein Salz; in solchen Fällen ist die Bezeichnung Metalloxid geeigneter.

Salze werden gewöhnlich als chemische Verbindungen mit definierter Zusammensetzung betrachtet. Es existieren jedoch Mischkristalle aus zwei Salzen, die nicht stöchiometrisch zusammengesetzt sind. Kaliumpermanganat K[MnO_4] und Bariumsulfat Ba[SO_4] können wegen ähnlicher Kristallstrukturen und Gitterabstände in fast beliebigen Mengenverhältnissen Mischkristalle bilden, allerdings nur bis zu einem bestimmten Maximum an Bariumsulfat. Für die Bildung solcher Mischkristalle sind weder chemische Ähnlichkeit noch gleiche Wertigkeit der beteiligten Verbindungen erforderlich.