Salze

Chemischer Aufbau und Unterschiede zu Säuren

Alle Salze besitzen ein ionisches Kristallgitter, das aus regelhaft abwechselnden Kationen (Metallatomen oder mehratomigen Gruppen wie Ammonium) und Anionen (ein- oder mehratomigen Säurerestionen) besteht. Das unterscheidet sie grundlegend von Säuren, die in den meisten Fällen flüssig oder gasförmig sind.

Der Austausch eines Metalls in der Salzstruktur gegen ein anderes Metall führt zur Bildung eines neuen Salzes. Ersetzt man das Metall hingegen durch Wasserstoff, entsteht eine Substanz einer völlig anderen Klasse – eine Säure.

Für die exakte Angabe der vollständigen Strukturformel eines Salzes muss die Koordinationszahl des Metalls bekannt sein. Liegen diese Daten nicht vor, wird lediglich die Struktur des Säurerests abgebildet. In Kaliumphosphat beispielsweise sind die Kaliumionen von Sauerstoffatomen aus verschiedenen Gruppen umgeben, sodass man ohne Kenntnis der genauen Struktur einfach die Gruppe $PO_4$ schreibt.

Die Vielfalt der Salze beruht darauf, dass einer Säure eine enorme Anzahl von Salzen aus verschiedenen Basen entsprechen kann. Zudem existieren Salze instabiler Säuren. Ein klassisches Beispiel ist Zinkdithionit ($ZnS_2O_4$), das bei der Reaktion von Zink mit Schwefeldioxid entsteht, während die Dithionsäure ($H_2S_2O_4$) selbst beim Versuch ihrer Darstellung augenblicklich zerfällt.

Physikalische Eigenschaften, Lösungen und Hydrate

Salze haben recht hohe Schmelzpunkte. Die Meisten sind weiß oder farblos (wie Haushaltsnatron oder Natriumchlorid), aber viele besitzen eine eigene, charakteristische Eigenfarbe (wie Kaliumpermanganat $KMnO_4$). Die Löslichkeit variiert: Referenzdaten finden sich stets in speziellen Tabellen.

Eine Schlüsseleigenschaft wässriger Lösungen ist die hohe elektrische Leitfähigkeit, die direkt von der Ionenkonzentration abhängt. Schaltet man einen Becher mit Natriumchloridlösung in einen Stromkreis mit einer Lampe, nimmt die Leuchtkraft zu, je mehr Salzportionen gelöst werden.

Bei der Kristallisation fallen Salze in zwei Formen an:

• Wasserfreie Kristalle: typisch für unlösliche Niederschläge sowie einige Kalium-, Natrium- und Ammoniumsalze.
• Kristallhydrate: feste chemische Verbindungen, bei denen das Salz unter Einschluss einer bestimmten Anzahl von Wassermolekülen kristallisiert (typisch für die Mehrzahl löslicher Salze).

Reaktionsmilieu und chemische Eigenschaften

Die duale Natur der Salze (das Vorhandensein von Säurerest und Basenkation) führt dazu, dass ihre wässrigen Lösungen den pH-Wert verändern können:

1. Saure Reaktion (rotes Lackmuspapier) – bei Salzen aus starker Säure und schwacher Base (Aluminium, Zink, Eisen).
2. Alkalische Reaktion (blaues Lackmuspapier) – bei Salzen aus starker Base und schwacher Säure. Beispielsweise wird Natriumcarbonat ($Na_2CO_3$) in der Praxis als sicherere Alternative zu Natronlauge zur Erzeugung eines alkalischen Milieus eingesetzt.
3. Neutrale Reaktion – bei Salzen aus starken Säuren und starken Basen.

Salze gehen Austauschreaktionen ein, die bis zum Ende ablaufen, wenn sich ein Niederschlag bildet, ein Gas entweicht oder eine schwache Substanz (wie Wasser oder eine schwache Säure) entsteht. Bei Verdrängungsreaktionen verdrängt ein ungedecktes beziehungsweise aktiveres Metall ein weniger aktives aus seiner Salzlösung. So überzieht sich eine Büroklammer aus Eisen in Kupfersulfatlösung ($CuSO_4$) mit Kupfer, während ein Zinkgranulat in Blei(II)-nitrat ($Pb(NO_3)_2$) mit Bleikristallen («Bleibaum») bewächst.

Klassifikation der Salze und thermische Stabilität

Salze lassen sich in mehrere Hauptgruppen unterteilen:

• Binäre Salze (Verbindungen mit Halogenen und Schwefel). Sie zeichnen sich durch thermische Stabilität aus. Interessanter Fakt: Unter den Silberhalogeniden ist Fluorid gut löslich, Chlorid, Bromid und Iodid hingegen nicht. Bei Calciumsalzen verhält es sich umgekehrt: Fluorid ist unlöslich, die übrigen Halogenide sind löslich.
• Sauerstoffhaltige Salze (Sulfate, Carbonate, Phosphate). Das Metall ist in ihnen an Sauerstoff gebunden.
• Salze organischer Säuren. Einfache (Acetate) ähneln anorganischen Salzen. Salze höherer Säuren mit langer Kohlenstoffkette (Seifen) kristallisieren nicht, bilden einen Film auf dem Wasser und lösen sich nicht wie gewöhnliche Salze.
• Ammonium- und Aminsalze. Sie enthalten mehratomige Kationen. Bei der Reaktion mit Basen setzen sie Ammoniak frei und zersetzen sich beim Erhitzen vollständig in gasförmige Produkte.

Beim Erhitzen schmelzen binäre Salze und Alkalisalze einfach (z. B. $NaCl$ bei 801 °C). Die Mehrzahl der Salze von Sauerstoffsäuren anderer Metalle zersetzt sich jedoch unter Freisetzung von Sauerstoff und Nichtmetalloxiden (z. B. die Zersetzung von Kupfer(II)-nitrat oder Zinksulfat).

Biologische Bedeutung und wichtigste Salze

In der Medizin wird die Klasse der Salze mit besonderer Aufmerksamkeit behandelt, da diese Substanzen in lebenden Organismen zwingend vorhanden sind und die Homöostase gewährleisten.

Zu den wichtigsten Salzen im menschlichen Körper gehören:

• Natriumchlorid ($NaCl$) – Kochsalz;
• Kaliumchlorid ($KCl$) und Magnesiumchlorid ($MgCl_2$);
• Natriumhydrogencarbonat ($NaHCO_3$) – Speisesoda;
• Calciumphosphat ($Ca_3(PO_4)_2$) – mineralischer Hauptbestandteil von Knochen und Zähnen.

Kurz gefasst: Antworten auf Fragen zum Thema

Fragen aus Vorlesungen und Prüfungen

Was es zum Thema noch zu wiederholen gibt

• Regeln zur Aufstellung von Strukturformeln von Salzen und Koordinationszahlen
• Besonderheiten der Löslichkeit von Fluoriden im Vergleich zu anderen Halogeniden
• Thermische Zersetzung von Salzen sauerstoffhaltiger Säuren
• Chemische Eigenschaften von Salzen höherer Carbonsäuren (Seifen)
• Besonderheiten von Salzen organischer Amine und des Ammoniumkations

Weitere Themen aus dem Kapitel „Kapitel 3. Stoffklassifikation“

Das Material wurde von Dozenten von WhiteCoat Pro nach dem Lehrplan medizinischer Hochschulen erstellt. Es hat Bildungscharakter.