Als Salze bezeichnet man eine große Gruppe chemischer Verbindungen, die aus elektrisch positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen aufgebaut sind. Der Zusammenhalt der Salze in kondensierter Phase (Feststoff oder Flüssigkeit) beruht hauptsächlich auf der elektrostatischen Anziehung zwischen den gegensätzlich geladenen Ionen.Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): Lexikon der Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2001. Diese Anziehung heißt ionische Bindung. Im alltäglichen Sprachgebrauch versteht man unter Salz das Speisesalz (Natriumchlorid NaCl).
Eigenschaften mini|Kugelgitter: Struktur von Natriumchlorid; die Natriumionen sind grün, die Chloridionen blau dargestelltViele Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe mit relativ hohen Schmelzpunkten. Als Feststoff kristallisieren Salze in charakteristischen Ionengittern, in denen die Ionen so angeordnet sind, dass die anziehenden und abstoßenden Coulomb-Kräfte zwischen ihnen im Mittel ausgeglichen sind und eine minimale potenzielle Energie resultiert. Sofern Salze sich bei den dafür nötigen, charakteristischerweise sehr hohen Temperaturen nicht zersetzen, können sie auch als Salzschmelzen in flüssiger Form vorliegen. Einen Sonderfall bilden ionische Flüssigkeiten, deren Schmelztemperatur unter 100 °C liegt.
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 anderen polaren Lösungsmitteln. Die Löslichkeit unterscheidet sich jedoch stark. Der in Wasser gelöste Anteil von Salzen dissoziiert bei der Lösung praktisch vollständig in hydratisierte Ionen. Es handelt sich daher bei Salzen um starke Elektrolyte, deren gelöste Ionen bewegliche Ladungsträger sind und Salzlösungen eine hohe elektrische Leitfähigkeit verleihen. Auch Salze, die in Wasser schwer löslich sind, können als Salzschmelzen elektrisch leiten, weil die Ionen in Schmelzen beweglich sind. 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 in mehreren Hydratationssphären ummantelt. Als Reaktion wird dies in der Chemie oft so dargestellt: 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. mini|Verschiedene Farben anorganischer Salze (v. l. n. r.: Kaliumhexacyanidoferrat(II) Trihydrat, Blei(II)chromat, Eisen(III)-chlorid Hexahydrat, Kaliumhexacyanidoferrat(III), Cobalt(II)sulfat Heptahydrat, Cobalt(II)chlorid Hexahydrat, Chrom(III)-Kaliumsulfat Dodecahydrat, Mangan(II)-chlorid Tetrahydrat, Hexamminnickel(II)chlorid, Kupfer(II)-sulfat Pentahydrat, Kupfer(II)-nitrat Trihydrat, Eisen(II)-sulfat Heptahydrat, Kupfer(II)-chlorid Dihydrat, Nickel(II)-nitrat Hexahydrat, Nickel(II)-sulfat Hexahydrat, Nickel(II)-chlorid Hexahydrat)Salze können, meist in Abhängigkeit des Kations, unterschiedlichste Farben zeigen. Insbesondere Übergangsmetalle bilden häufig gefärbte Salze.
Einteilung alt=Natriumchlorid-Kristall mit kubischer Struktur|mini|Natriumchlorid-Kristall Salze können nach verschiedenen Kriterien eingeteilt werden.
Eigenschaften Löslichkeit in Wasser
Beeinflussung des pH-Wertes nach erfolgter Lösung in Wasser (basische, saure und neutrale Salze).
Struktur Je nach Ionenradius und Ionenladung kristallisieren Salze in verschiedenen Gitterstrukturen. Diese lassen sich bei schön gewachsenen Kristallen auch makroskopisch beobachten.
Enthaltene Teilchen Anorganische Salze bestehen ausschließlich aus anorganischen Kationen und Anionen. Beispiele sind Natriumchlorid (NaCl) oder Calciumcarbonat (CaCO3). Die Kationen werden häufig von Metallen und die Anionen häufig von Nichtmetallen oder deren Oxiden gebildet. Die Halogenide enthalten einfach negativ geladene Ionen der Halogene (altgriechisch für „Salzbildner“). Metallsalze enthalten Metalle als Kationen. Organische Salze sind aus Kationen und/oder Anionen aus dem Bereich der organischen Chemie aufgebaut. Im aus Methylamin und Essigsäure gebildeten Salz Methylammonium-Acetat sind beide Ionen organisch, im Methylammoniumchlorid nur das Kation und im Natriumacetat nur das Anion. Pharmazeutische (organische) Wirkstoffe werden oft als Hydrochloride verabreicht. Kristallwasserhaltige 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 sind Salze mit zwei verschiedenen Kationen oder Anionen, beispielsweise die Alaune mit der allgemeinen Zusammensetzung MIMIII(SO4)2. Beispiel: Aluminiumkaliumsulfat-Dodecahydrat (KAl(SO4)2 · 12 H2O).
Formelschreibweise Als Formeln für Salze werden Verhältnisformeln verwendet. Sie geben an, in welchem Verhältnis die Ionen im Salz enthalten sind. Die Verhältnisformel eines Salzes wird durch die Ladungszahl der Ionen bestimmt, da sich positive und negative Ladungen kompensieren müssen. Verhältnisformeln von Salzen stehen damit im klaren Gegensatz zu Formeln von molekularen Verbindungen wie Wasser (H2O) oder Methan (CH4), welche die Anzahl Atome im einzelnen Molekül angeben.
Beispiele 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). Ammoniumcarbonat ist aus den Kationen NH4+ und Anionen CO32− aufgebaut. Die Ionen haben somit das Verhältnis NH4+ : CO32- = 2 : 1, die Verhältnisformel lautet (NH4+)2CO3.
Ionen
Ionen können ein- oder mehrwertig sein, also eine oder mehrere positive bzw. negative Ladungen tragen. Man unterscheidet einatomige und mehratomige Ionen. Letztere können sowohl geladene Moleküle (Molekülionen) als auch geladene Komplexe (Komplexionen) sein. In der folgenden Tabelle sind Beispiele einiger Ionen aufgeführt.mini|Die Struktur des Sulfat-Anions (SO42−)
mini|Die Struktur des Hexacyanidoferrat(II)-Anions Beispiele von Kationeneinatomige IonenMolekülionen einwertige zweiwertige dreiwertigeeinwertige Kalium, K+ Calcium, Ca2+ Eisen(III), Fe3+Ammonium, NH4+ Natrium, Na+ Magnesium, Mg2+ Aluminium, Al3+Tetraethylammonium, (C2H5)4N+ Eisen(II), Fe2+ Beispiele von Anioneneinatomige IonenMolekülionenKomplexionen einwertige zweiwertige ein- oder mehrwertige ein- oder mehrwertige Fluoride, F− Oxide, O2− Carbonate, CO32− Chromate, CrO42− Chloride, Cl− Sulfide, S2− Sulfate, SO42− Permanganate, MnO4− Bromide, Br− Nitrate, NO3− Hexacyanidoferrate(II), [FeII(CN)6]4− Iodide, I− Acetate, CH3COO−
Anorganische Salze Anorganische Salze enthalten meist Metallatome als Kationen. Es existieren jedoch auch anorganische Molekül-Kationen, beispielsweise das Ammonium-Ion NH4+. Die einatomigen Anionen sind in der Regel Nichtmetall-Atome. Molekülionen entstehen vorwiegend bei Säure-Base-Reaktionen durch Aufnahme oder Abgabe eines Wasserstoff-Kations. Die anorganischen Komplexionen sind meist negativ geladen, also anionisch.
Aus anorganischen Ionen ist eine große Vielfalt an Salzen bekannt, unter anderem:
Halogenide sind die Salze der Halogene (altgriechisch „Salzbildner“). Sie werden unterteilt in die Fluoride, Chloride, Bromide und Iodide. Alle Halogenid-Ionen sind einfach negativ geladen und die Halogenatome haben die Oxidationszahl −1. In der Natur sind vor allem Chloride häufig, gelöst im Meerwasser oder in großen Salzlagerstätten. Oxide bilden einen großen Teil der Erdkruste. Das Sauerstoffatom im Oxidion hat die Oxidationszahl −2, die Formel lautet O2−. Oxide treten jedoch nur im festen oder geschmolzenen Zustand auf, in wässrigen Lösungen sind sie nicht bekannt. Ist ein Oxid wasserlöslich, so reagiert es sofort in einer Hydrolyse, zum Beispiel: Natriumoxid reagiert mit Wasser unter Bildung von Hydroxid-Ionen zu Natronlauge. Das nur schwer wasserlösliche Calciumoxid (CaO), auch gebrannter Kalk genannt, reagiert mit Wasser zu gelöschtem Kalk (Ca(OH)2). Sehr viele Oxide reagieren jedoch nicht mit Wasser, beispielsweise Eisen(III)-oxid (Fe2O3). Sulfide sind ein häufiger Bestandteil von Mineralien in der Natur, z. B. Pyrit und Kupferglanz. 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 im Trennungsgang der Schwefelwasserstoffgruppe zur Trennung der Elemente verwendet. Carbonate leiten sich von der Kohlensäure H2CO3 ab und enthalten Carbonat-Ionen CO32−. Beispielsweise besteht Kalkstein hauptsächlich aus Calciumcarbonat. Sulfate heißen die Salze der Schwefelsäure H2SO4. Das Salz Calciumsulfat CaSO4 bildet den Hauptbestandteil von Gips. Phosphate leiten sich von der Phosphorsäure H3PO4 ab. Neben Natriumphosphat Na3PO4 gibt es auch die Salze Dinatriumhydrogenphosphat Na2HPO4 und Natriumdihydrogenphosphat NaH2PO4. Komplexsalze enthalten Komplexionen. Bei Kaliumhexacyanoferrat(II) (K4[Fe(CN)6]) bildet das Eisenion Fe2+ zusammen mit sechs Cyanid-Gruppen (CN−) gemeinsam ein stabiles Komplex-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. Bekannte Komplexsalze sind auch die Chromate ([CrO4]2−), zum Beispiel Kaliumchromat (K2[CrO4]), und die Permanganate ([MnO4]−), zum Beispiel im Kaliumpermanganat (K[MnO4]).
Organische Salze