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{{Begriffsklärungshinweis}}

Als '''Salze''' bezeichnet man eine große Gruppe [[Chemische Verbindung|chemischer Verbindungen]], die aus [[Elektrische Ladung|elektrisch]] positiv geladenen [[Kation]]en und negativ geladenen [[Anion]]en aufgebaut sind.<ref name=":1">{{Gold Book|salt|S05447|Version=2.2.}}</ref> Der Zusammenhalt der Salze in [[Kondensierte Materie|kondensierter Phase]] (Feststoff oder Flüssigkeit) beruht hauptsächlich auf der [[Elektrostatik|elektrostatischen]] Anziehung zwischen den gegensätzlich geladenen [[Ion]]en.<ref name="LdC">Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): ''Lexikon der Chemie.'' Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2001.</ref> Diese Anziehung heißt [[ionische Bindung]]. Im alltäglichen Sprachgebrauch versteht man unter Salz das [[Speisesalz]] ([[Natriumchlorid]] NaCl).

== Eigenschaften ==

* [[Datei:Salze Natriumchloridgitter Kugeln.svg|mini|Kugelgitter: Struktur von Natriumchlorid; die Natriumionen sind grün, die Chloridionen blau dargestellt]]Viele Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe mit relativ hohen [[Schmelzpunkt]]en. Als Feststoff [[Kristallisation|kristallisieren]] Salze in charakteristischen [[Ionengitter]]n, in denen die Ionen so angeordnet sind, dass die anziehenden und abstoßenden [[Coulombsches Gesetz|Coulomb-Kräfte]] zwischen ihnen im Mittel ausgeglichen sind und eine minimale [[Elektrische Energie#Arbeit bei Veränderung des Abstands zwischen zwei Ladungen|potenzielle Energie]] resultiert.<ref name=":0" /> Sofern Salze sich bei den dafür nötigen, charakteristischerweise sehr hohen Temperaturen nicht zersetzen, können sie auch als [[Salzschmelze]]n in flüssiger Form vorliegen. Einen Sonderfall bilden [[ionische Flüssigkeit]]en, deren [[Schmelzpunkt|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 [[Kristall]]e bilden.<ref name=":0" /> 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 [[Löslichkeit|löslich]] in [[Wasser]] und anderen polaren [[Lösungsmittel]]n. Die Löslichkeit unterscheidet sich jedoch stark. Der [[Wässrige Lösung|in Wasser gelöste Anteil]] von Salzen [[Dissoziation (Chemie)|dissoziiert]] bei der Lösung praktisch vollständig in [[Hydratation|hydratisierte]] Ionen. Es handelt sich daher bei Salzen um [[Elektrolyt|starke Elektrolyte]], deren gelöste Ionen bewegliche Ladungsträger sind und Salzlösungen eine hohe [[Elektrolytische Leitfähigkeit|elektrische Leitfähigkeit]] verleihen. Auch Salze, die in Wasser schwer löslich sind, können als [[Salzschmelze]]n elektrisch leiten, weil die Ionen in Schmelzen beweglich sind.<ref name=":1" /><ref name="LdC" /><ref>{{Literatur |Autor=Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten |Titel=Chemie. Die zentrale Wissenschaft |Verlag=Pearson Studium |Datum=2007 |ISBN=978-3-8273-7191-1 |Seiten=156-160}}</ref> 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.<ref>{{RömppOnline |ID=RD-08-02120 |Name=Hydratation |Abruf=2022-03-18}}</ref> Als Reaktion wird dies in der Chemie oft so dargestellt: <math>\mathrm{ NaCl_{(s)}\ \longrightarrow\ Na^+_{(aq)}\ +\ Cl^{-}_{(aq)} }</math> Das (s) weist auf einen Feststoff hin und (aq) markiert, dass das Ion [[Hydratation|hydratisiert]] vorliegt.

* Trockene Salzkristalle sind elektrische [[Nichtleiter|Isolatoren]]. [[Salzschmelze]]n und wässrige Lösungen leiten hingegen den elektrischen Strom aufgrund ihrer frei beweglichen [[Ion]]en als [[Ladungsträger (Physik)|Ladungsträger]]; sie sind [[Elektrolyt]]e.<ref name=":0" />

* 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 ''[[Basen (Chemie)|basischen]]'' oder ''[[Säuren|sauren]] Salzen''. Wie ein bestimmtes Salz reagiert, lässt sich nur schwer aus der Zusammensetzung der Verbindung abschätzen. Grundsätzlich gilt jedoch: [[Anion]]en (Säurereste) starker [[Säuren]] reagieren meist neutral. [[Säurerest]]e von schwachen Säuren reagieren meist basisch. Beispielhaft für Salze, von denen mehrprotonige Säuren bekannt sind, ist das Verhalten der [[Phosphate#Eigenschaften|Phosphate]]. Das Lösen von Salzen in wässrigen Lösungen von organischen Molekülen, wie z. B. von Biomolekülen, kann zur [[Denaturierung (Biochemie)|Denaturierung]] der Biomoleküle führen oder auch die [[Ausfällung]] der Makromoleküle bewirken. Diese Wirkung von Salzen wird durch die sogenannte [[Hofmeister-Reihe]] charakterisiert.
* [[Datei:Verschiedene Farben anorganischer Salze.jpg|mini|Verschiedene Farben anorganischer Salze (v. l. n. r.: [[Kaliumhexacyanidoferrat(II)]] Trihydrat, [[Blei(II)-chromat|Blei(II)chromat]], [[Eisen(II)-chlorid|Eisen(III)-chlorid]] Hexahydrat, [[Kaliumhexacyanidoferrat(III)]], [[Cobalt(II)-sulfat|Cobalt(II)sulfat]] Heptahydrat, [[Cobalt(II)-chlorid|Cobalt(II)chlorid]] Hexahydrat, [[Chrom(III)-kaliumsulfat-Dodecahydrat|Chrom(III)-Kaliumsulfat]] Dodecahydrat, [[Mangan(II)-chlorid]] Tetrahydrat, Hexamminnickel(II)chlorid, [[Kupfersulfat|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 ==
[[Datei:HALIT X NaCl Natriumchlorid WÜRFEL KUBUS 50P.jpg|alt=Natriumchlorid-Kristall mit kubischer Struktur|mini|Natriumchlorid-Kristall]]
Salze können nach verschiedenen Kriterien eingeteilt werden.

=== Eigenschaften ===

* Löslichkeit in Wasser

* Beeinflussung des [[pH-Wert]]es nach erfolgter Lösung in Wasser ''(basische, saure und neutrale Salze)''.

=== Struktur ===
Je nach [[Ionenradius]] und Ionenladung kristallisieren Salze in verschiedenen [[Kristallstruktur|Gitterstrukturen]].<ref name=":0">{{Literatur |Autor=Charles E. Mortimer, Ulrich Müller |Titel=Chemie |Auflage=5. |Verlag=Georg Thieme Verlag |Ort=Stuttgart |Datum=1987}}</ref> Diese lassen sich bei schön gewachsenen Kristallen auch makroskopisch beobachten.

=== Enthaltene Teilchen ===
* Anorganische Salze bestehen ausschließlich aus [[Anorganische Chemie|anorganischen]] Kationen und Anionen. Beispiele sind [[Natriumchlorid]] (NaCl) oder [[Calciumcarbonat]] (CaCO3). Die Kationen werden häufig von [[Metalle]]n und die Anionen häufig von [[Nichtmetalle]]n 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 [[Organische Chemie|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. [[Arzneistoff|Pharmazeutische]] (organische) Wirkstoffe werden oft als [[Hydrochloride]] verabreicht.
* [[Kristallwasser]]haltige Salze enthalten neben den Ionen in bestimmten Mengen auch [[Wassermolekül]]e, das so genannte Kristallwasser. Es wird in der Verhältnisformel mit angegeben, wie hier im Beispiel von [[Natriumsulfat]]-Deka[[Kristallwasser|hydrat]]: Na2SO4·10 H2O.
* [[Doppelsalze]] sind Salze mit zwei verschiedenen Kationen oder Anionen, beispielsweise die [[Alaun]]e mit der allgemeinen Zusammensetzung MIMIII(SO4)2. Beispiel: [[Aluminiumkaliumsulfat-Dodecahydrat]] (KAl(SO4)2 · 12 H2O).

== Formelschreibweise ==
Als Formeln für Salze werden [[Verhältnisformel]]n 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 [[Molekül|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 [[Verhältnisformel]]n 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 ==
{{Hauptartikel|Ion}}
Ionen können ein- oder mehr[[Wertigkeit (Chemie)|wertig]] sein, also eine oder mehrere positive bzw. negative Ladungen tragen. Man unterscheidet einatomige und mehratomige Ionen. Letztere können sowohl geladene [[Molekül]]e (Molekülionen) als auch geladene [[Komplexchemie|Komplexe]] (Komplexionen) sein.<ref name=":0" /> In der folgenden Tabelle sind Beispiele einiger Ionen aufgeführt.[[Datei:Sulphat.png|mini|Die Struktur des [[Sulfate|Sulfat]]-Anions (SO42−)]]

[[Datei:Hexacyanidoferrat(II).svg|mini|Die Struktur des Hexacyanidoferrat(II)-Anions]]
{| class="toptextcells" style="text-align:center;"
|-
|
{| class="wikitable"
|- class="hintergrundfarbe6"
! colspan="4"| Beispiele von [[Kation]]en
|-
! colspan="3"|einatomige Ionen
!Molekülionen
|- class="hintergrundfarbe5"
! einwertige || zweiwertige || dreiwertige
!einwertige
|-
| [[Kalium]], K+ || [[Calcium]], Ca2+ || [[Eisen|Eisen(III)]], Fe3+
|[[Ammonium]], NH4+
|-
| [[Natrium]], Na+ || [[Magnesium]], Mg2+ || [[Aluminium]], Al3+
|[[Tetraethylammoniumion|Tetraethylammonium]], (C2H5)4N+
|-
| || [[Eisen|Eisen(II)]], Fe2+ ||
|
|-
|}
|
{| class="wikitable"
|- class="hintergrundfarbe6"
! colspan="4"| Beispiele von [[Anion]]en
|-
! colspan="2"|einatomige Ionen
!Molekülionen
!Komplexionen
|- class="hintergrundfarbe5"
! 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−
| [[Kaliumhexacyanidoferrat(II)|Hexacyanidoferrate(II)]], [FeII(CN)6]4−
|-
| [[Iodide]], I−
|
| [[Acetate]], CH3COO−
|
|-
|}
|}

== Anorganische Salze ==
[[Anorganische Chemie|Anorganische]] Salze enthalten meist [[Metalle|Metallatome]] als Kationen. Es existieren jedoch auch anorganische Molekül-Kationen, beispielsweise das [[Ammonium]]-Ion NH4+. Die einatomigen Anionen sind in der Regel [[Nichtmetalle|Nichtmetall]]-Atome. Molekülionen entstehen vorwiegend bei [[Säure-Base-Reaktion]]en 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 [[Salzstock|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: <math>\mathrm{ Na_2O_{(s)} + H_2O \longrightarrow 2\ Na^+_{(aq)} + 2\ OH^-_{(aq)} }</math> [[Natriumoxid]] reagiert mit Wasser unter Bildung von [[Hydroxide|Hydroxid-Ionen]] zu [[Natronlauge]]. Das nur schwer wasserlösliche [[Calciumoxid]] (CaO), auch ''gebrannter Kalk'' genannt, reagiert mit Wasser zu ''[[Calciumhydroxid|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 [[Analytische Chemie|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|Dinatrium''hydrogen''phosphat]] Na2HPO4 und [[Natriumdihydrogenphosphat|Natrium''dihydrogen''phosphat]] NaH2PO4.
* '''Komplexsalze''' enthalten Komplexionen. Bei [[Kaliumhexacyanoferrat(II)]] (K4[Fe(CN)6]) bildet das Eisenion Fe2+ zusammen mit sechs [[Cyanide|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 [[Cyanide|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 ==
Neben den oben beschriebenen anorganischen Salzen gibt es auch zahlreiche Salze [[Organische Chemie|organischer Verbindungen]]. Die Anionen dieser Salze stammen von den [[Organische Säuren|organischen Säuren]] ab. Wichtig sind hier die Salze der [[Carbonsäure]]n, 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 Bindung]]en vor.

Praktische Bedeutung haben die Salze der [[Carbonsäure]]n, die zu den [[Fettsäuren]] zählen. Die Natrium- oder Kaliumsalze der Fettsäuren nennt man [[Seife]]n. 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 [[Alkohole]]n 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.

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

{| class="wikitable centered" style="text-align:center;"
|+
|- class="hintergrundfarbe6"
! colspan="2"| Hydrolyse oxidischer Salze
|-
| [[Natriumethanolat]]
| <math>\mathrm {C_2H_5ONa + H_2O \longrightarrow \ C_2H_5OH + Na^+ + OH^-}</math>
|-
| [[Natriumoxid]]
| <math>\mathrm {Na_2O + H_2O \longrightarrow \ 2 \ Na^+ + 2 \ OH^-} </math>
|-
|}

[[Datei:Quaternary ammonium cation.svg|mini|Die Struktur von [[Quartäre Ammoniumverbindungen|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 [[Alkylgruppe]]n (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 [[Tenside]]n zeigen. Verbindungen dieser Art spielen auch eine wichtige Rolle im Stoffwechsel von Lebewesen, wie etwa das [[Cholin]].

Prinzipiell kann jedes organische [[Amine|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 [[Polarität (Chemie)|polarer]] und daher leichter wasserlöslich sind als die ursprünglichen Stoffe, werden zum Beispiel stickstoffhaltige [[Arzneistoff]]e (Pharmawirkstoffe) durch Versetzen mit [[Salzsäure]] zu Salzen, den so genannten [[Hydrochlorid]]en 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 [[Hydrobromid]]e und mit Fluorwasserstoff [[Hydrofluorid]]e.

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 ''[[Zwitterion]]en''. Die Stoffgruppe der [[Betaine]] zählt zu den inneren Salzen, deren einfachste Verbindung das [[Betain]] ist.

Die [[Aminosäuren]] verfügen über eine [[Carboxygruppe|Carboxy-Gruppe]] (-COOH) und eine [[Aminogruppe|Amino-Gruppe]] (-NH2) und können so sauer und basisch reagieren. In einer inneren [[Neutralisation (Chemie)|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 ===
{| class="wikitable centered" style="text-align:center;"
|- class="hintergrundfarbe6"
! colspan="3"| Anionen organischer Verbindungen
|- class="hintergrundfarbe5"
! Stoffgruppe !! Beispiel !! Struktur
|-
|rowspan="3"| [[Carbonsäuresalze]]
| [[Acetate]]
| [[Datei:Acetat-Ion.svg|zentriert|75px]]
|-
| [[Palmitinsäure|Palmitate]]
| [[Datei:Palmitat-Ion.svg|zentriert|370px]]
|-
| [[Citrate]]
| [[Datei:Citrat-Ion.svg|zentriert|150px]]
|-
| organische [[Sulfate]]
| [[Natriumlaurylsulfat|Laurylsulfate]]
| [[Datei:Laurylsulfat-Ion.svg|zentriert|340px]]
|-
| [[Alkoholate]]
| [[Ethanolate]]
| [[Datei:Ethanolat-Ion.svg|zentriert|75px]]
|- class="hintergrundfarbe6"
! colspan="3"| Kationen organischer Verbindungen
|- class="hintergrundfarbe5"
! Stoffgruppe !! Beispiel !! Struktur
|-
|rowspan="2"| [[Quartäre Ammoniumverbindungen|quartäre Ammonium- verbindungen]]
| [[Cetyltrimethylammoniumbromid|Cetyltrimethylammonium]]
| [[Datei:Cetyltrimethylammonium-Ion.svg|zentriert|400px]]
|-
| [[Cholin]]
| [[Datei:Cholin.svg|zentriert|125px]]
|-
| [[Amine|organische Ammonium- Verbindungen]]
| Salze des [[Anilin]]s, z. B. Anilin-[[Hydrochlorid]]
| [[Datei:Anilin-Ion.svg|zentriert|52px]]
|- class="hintergrundfarbe6"
! colspan="3"| Innere Salze: Kation und Anion in einem Molekül
|- class="hintergrundfarbe5"
! Stoffgruppe !! Beispiel !! Struktur
|-
| [[Betaine]]
| [[Betain]]
| [[Datei:Betain2.svg|zentriert|120px]]
|-
| [[Aminosäuren]]
| [[Alanin]]
| [[Datei:Alanin-Zwitterion.svg|zentriert|100px]]
|}

== Herstellung von anorganischen Salzen ==
=== Reaktionen von Säuren und Basen ===
Salze entstehen bei der Reaktion von [[Säuren]] mit [[Basen (Chemie)|Basen]] (griechisch ''basis''; Arrhenius: Basen sind die Basis für Salze). Dabei bildet das [[Oxonium]]-Ion der Säure mit dem [[Hydroxid]]-Ion der Base [[Wasser]] ([[Neutralisation (Chemie)|Neutralisation]]). Einige Salze sind schwer löslich in Wasser und bilden direkt den Feststoff. In der Regel liegt das Salz in Lösung vor und kann durch Verdampfen des Wassers als Feststoff gewonnen werden.

{| class="wikitable centered" style="text-align:center;"
|- class="hintergrundfarbe6"
! Säure + Base → Salz + Wasser
|-
| <math>\mathrm {\ HCl_{(aq)} + NaOH _{(aq)} \longrightarrow \ NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}}</math> [[Salzsäure]] + [[Natronlauge]] → [[Natriumchlorid]] + Wasser
|-
| <math>\mathrm {\ H_2SO_{4(aq)} + Ba(OH)_{2(aq)} \longrightarrow \ BaSO_{4(s)} + 2 \ H_2O_{(l)}}</math> [[Schwefelsäure]] + [[Bariumhydroxid]] → [[Bariumsulfat]] + Wasser
|}

=== Aus anderen Salzen ===
Einige Salze lassen sich aus zwei anderen Salzen gewinnen. Mischt man wässrige Lösungen von zwei Salzen, kann sich ein drittes Salz als Feststoff bilden. Dies gelingt nur, wenn das dritte Salz im Gegensatz zu den anderen beiden schlechter löslich ist.

{| class="wikitable centered" style="text-align:center;"
|- class="hintergrundfarbe6"
! Salzlösung A + Salzlösung B → Salz C + Salzlösung D
|-
| <math>\mathrm {\ NaCl_{(aq)} + AgNO_{3(aq)} \longrightarrow AgCl_{(s)} + NaNO_{3(aq)}}</math> [[Natriumchlorid]] + [[Silbernitrat]] → [[Silberchlorid]] + [[Natriumnitrat]]
|-
| <math>\mathrm {CaCl_{2(aq)} + Na_2CO_{3(aq)} \longrightarrow \ CaCO_{3(s)} + 2\ NaCl_{(aq)}}</math> [[Calciumchlorid]] + [[Natriumcarbonat]] → [[Calciumcarbonat]] + [[Natriumchlorid]]
|}

=== Reaktion von Oxiden ===
Wie oben beschrieben tendieren viele Metalloxide dazu, mit Wasser Hydroxide zu bilden. Unter sauren Bedingungen reagieren auch Metalloxide, die in reinem Wasser „unlöslich“ (= stabil) sind. Auf diesem Weg lassen sich viele Salze, wie etwa Kupfersulfat gewinnen.

{| class="wikitable centered" style="text-align:center;"
|- class="hintergrundfarbe6"
! Metalloxid + Säure → Salz + Wasser
|-
| <math>\mathrm {CuO_{(s)} + H_2SO_{4(aq)} \longrightarrow \ CuSO_{4(aq)} + H_2O}</math> [[Kupfer(II)-oxid]] + [[Schwefelsäure]] → [[Kupfersulfat]] + Wasser
|}

=== Andere Reaktionen ===
Die Ionen in den oben beschriebenen Reaktionen werden nicht erst gebildet, sondern sie existieren bereits vor der Bildung eines neuen Salzes. Sind bei Reaktionen zur Bildung eines neuen Salzes keine oder nicht alle Ionen mit der nötigen Ladung vorhanden, finden [[Redoxreaktion]]en statt. So lassen sich aus elementaren [[Metalle]]n und [[Nichtmetalle]]n Salze gewinnen. Reaktionen dieser Art werden unter [[Salzbildungsreaktion]] näher beschrieben.

== Grenzen des Begriffs ''Salze'' ==
* 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 Bindung]]en 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 Verbindung]]en aufgefasst, da sie eine definierte Zusammensetzung aus verschiedenen chemischen Elementen haben. Es sind jedoch [[Mischkristall]]e aus zwei Salzen bekannt, die nicht [[Stöchiometrie|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.

== Siehe auch ==
* [[Liste von anorganischen Verbindungen]]

== Literatur ==
* Erwin Graf: ''Salze – Lernen an Stationen im Chemieunterricht – 7. bis 9. Klasse.'' Auer Verlag in der AAP Lehrerfachverlage GmbH, ISBN 978-3-403-06835-8, ISBN 3-403-06835-8.
* M. Wächter: ''Salze, Säuren, Laugen.'' Verlag epubli, ISBN 978-3-7531-5921-8. (für Schülerinnen und Schüler, Band 3 aus der Reihe „Chemie im Distanzunterricht“ – selbsterklärende Lernhilfen; für allgemein- und berufsbildende Schulen)
* Manfred von Mackensen: ''Salze, Säuren, Laugen – Phänomenologische Chemie für den Unterricht in der 10. Klasse.'' ISBN 978-3-949267-32-1 (Salze im Chemieunterricht aus der Sicht eines Anthroposophen)

== Weblinks ==
{{Commonscat|Salts|Salze}}
{{Wikibooks|Anorganische Chemie für Schüler/ Ionen, Salze, Fällungsreaktionen und Ionenbindung}}
* {{DNB-Portal|4051413-4}}
* [https://mundo.schule/details/SODIX-0001015256 „Salze, Säuren, Laugen“ (Lernmaterial für Schüler*innen als Gratis-Download beim Bildungsserver mundo – frei zugänglich; Band 3 aus der Reihe Chemie im Distanzunterricht; Printversion: epubli, ISBN farbig: 9783753159218, s/w: 9783753159249)]
* [https://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/salze.htm „Salze“ (Weiteres Lernmaterial, Informationen über Kochsalz, Kalk, Gips u. a.)]

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4051413-4}}

[[Kategorie:Stoffgruppe]]
[[Kategorie:Salz| ]]

Salze - Versionsgeschichte

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