Salze

Salze sind chemische Verbindungen (häufig aus einem Metall in Form von Kationen und einem Nichtmetall in Form von Anionen), die eine aus Ionen bestehende Kristallstruktur haben. Salze sind für den Menschen unentbehrlich. Das wichtigste Salz ist das Kochsalz (Natriumchlorid). Es wurde im Mittelalter auch das „weiße Gold" genannt. Salz war stets ein wichtiges Handelsgut. Es fand sogar mehrfache Erwähnung in der Bibel. Viele Städte tragen das Wort Salz (oder das Keltische Wort Hall) im Namen. Beispiele sind Halle, Reichenhall, Hallein, Hallstatt, Hall in Tirol, Schwäbisch Hall, Salzburg, Salzgitter, Bad Salzuflen, Salzdetfurt und Bad Salzschlirf.

Menschen gewinnen Salz entweder durch Meerwasserentsalzung, aus Salzstöcken oder aus Solen. Städte, die im Mittelalter über Salzlager verfügten, waren in der Regel dadurch sehr reich.

Gebrauch von Salzen: Kochsalz, Soda (für Seifensiedereien, Glashütten), Waschstoff, Chlorherstellung (Bleich- und Desinfektionsmittel, für die PVC-Herstellung), Streusalz

Charakteristische Eigenschaften von Salzen:

• Salze sind aus Ionen aufgebaut
• Salzschmelzen und wässrige Lösungen leiten den elektrischen Strom (über frei bewegliche Ionen als Ladungsträger)
• Salzkristalle leiten den elektrischen Strom nicht!
• Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe. Sie haben einen hohen Schmelzpunkt
• Salzkristalle sind hart und spröde
• Sie bestehen meistens aus einem oder mehreren Metallion und einem oder mehreren Säurerestion
• Nach „außen“ hin sind Salze ungeladen
• Salze besitzen in der Regel eine hohe Schmelz- und Siedetemperatur, meist eine geringe thermische Ausdehnung und Kompressibilität.

Beispiele: Salpeter, Kochsalz

Möglichkeiten der Salzbildung in Natur und im Labor

1. Reaktionsprodukte einer Säure mit einer Base. Die allgemeine Reaktionsgleichung dazu lautet:

Säure + Base → Salz + Wasser.

• Beispiel 1:

Salzsäure + Natriumhydroxid → Natriumchlorid + Wasser

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)

• Beispiel 2:

Schwefelsäure + Bariumhydroxid → Bariumsulfat + Wasser

H₂SO₄ (aq) + Ba(OH)₂ (aq) → BaSO₄ (s) + 2 H₂O (l)

2. Salzbildung aus Metalloxid und Säure

• Beispiel:

Herstellung von frischem Kalkwasser

Kalziumoxid wird mit Wasser vermischt (und anschließend filtriert)

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

3. Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge

Entsprechend der obigen Reaktion verbinden sich Nichtmetalle mit Lauge zu Salzen

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O + E

Anmerkung: Im Grunde entsprechen zweite und dritte Möglichkeit der ersten, da Nichtmetalloxide mit Wasser Säuren bilden und Metalloxide mit Wasser Laugen entstehen lassen.

4. Salzbildung aus den Elementen

Metalle und Nichtmetalle reagieren teilweise heftig miteinander und bilden dabei Salz.

• Beispiel: Mg + I₂ → MgI₂

5. Salzbildung aus Metall und Säure

Metalle und Säuren reagieren zum Teil zu einer Salzlösung und Wasserstoff.

Beispiel: Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂

Typen von Salzen

Salze setzen sich immer aus Metallionen und Säurerestionen zusammen. Demzufolge kann man sie nach den Metallionen oder den Säureresten klassifizieren. Letzteres ist umgangssprachlich häufiger, wenn z.B. von Phosphaten die Rede ist. Hier eine Übersicht über verschiedene Salze nach ihren Säureresten geordnet:

• Halogensalze
  • Bromide
  • Chloride
  • Fluoride
  • Iodide
• Salze von anorganischen Säuren
  • Azide
  • Borate
  • Carbonate
  • Chlorate
  • Cyanate
  • Cyanide
  • Dihydrogenphosphate
  • Hydrogencarbonate
  • Hydrogenphosphate
  • Hydrogensulfate
  • Hydrogensulfide
  • Hydrogensulfite
  • Hypochlorite
  • Iodate
  • Iodite
  • Isocyanate
  • Nitrate
  • Nitrite
  • Perchlorate
  • Periodate
  • Phosphate
  • Sulfate
  • Peroxodisulfate
  • Sulfide
  • Disulfide
  • Sulfite
  • Thiocyanate (Rhodanide)
• Salze von organischen Säuren
  • Acetate
  • Butyrate
  • Citrate
  • Formiate
  • Glutamate
  • Lactate
  • Pyruvate
• andere Salze
  • Carbide
  • Nitride
  • Oxide
  • Peroxide
  • Silikate
  • Friedelsches Salz

Siehe auch

• Doppelsalze