Salze

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  Kugelgitter: Struktur von Natriumchlorid; die Natriumionen sind grün, die Chloridionen blau dargestellt
  Viele 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.[3] 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.[3] 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.[1][2][4] 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.[5] Als Reaktion wird dies in der Chemie oft so dargestellt:
  ${\displaystyle \mathrm {NaCl_{(s)}\ \longrightarrow \ Na_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}} }$
  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.[3]

• 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.

Natriumchlorid-Kristall

Salze können nach verschiedenen Kriterien eingeteilt werden.

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.

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.[3] In der folgenden Tabelle sind Beispiele einiger Ionen aufgeführt.

Die Struktur des Sulfat-Anions (SO₄²⁻)

Die Struktur des Hexacyanidoferrat(II)-Anions

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:
  ${\displaystyle \mathrm {Na_{2}O_{(s)}+H_{2}O\longrightarrow 2\ Na_{(aq)}^{+}+2\ OH_{(aq)}^{-}} }$
  Natriumoxid reagiert mit Wasser unter Bildung von Hydroxid-Ionen zu Natronlauge.
  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]).

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.

C,H-acide Verbindungen bilden mit ausreichend starken Basen auch Salze. Diese sind bei Reaktionen wie der Knoevenagel-Kondensation und der Aldolreaktion wichtige Zwischenstufen.

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

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
	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

• 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.

• Liste von anorganischen Verbindungen

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

• Literatur von und über Salze im Katalog der Deutschen Nationalbibliothek

1. Eintrag zu salt. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.S05447 – Version: 2.2..
2. Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): Lexikon der Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2001.
3. Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chemie. 5. Auflage. Georg Thieme Verlag, Stuttgart 1987.
4. 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.
5. Eintrag zu Hydratation. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 18. März 2022.