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Salze

[562] Salze sind Verbindungen, welche entweder durch Ersetzung des Wasserstoffs einer Säure (s.d.) durch Metallatome (H₂SO₄ + Zn = H₂ + ZnSO₄) oder durch Vereinigung einer Säure mit einer Base (s.d.) unter Wasserabscheidung (HCl + KOH = KCl + H₂O), oder durch Vereinigung von Säureanhydrid mit Basenanhydrid (NH₃ + HCl = NH₄Cl) entstehen.

Ist in Säuren mit mehr als einem durch Metalle ersetzbaren Wasserstoffatom aller Wasserstoff durch Metall ersetzt, so spricht man von neutralen oder normalen Salzen, ist der Wasserstoff nur teilweise ersetzt, von sauern Salzen, oder man wählt die Bezeichnungen primäres, sekundäres u.s.w. Salz (z.B. primäres Natriumphosphat NaH₂PO₄; tertiäres oder neutrales Natriumphosphat Na₃PO₄). Bei letzteren Salzen, überhaupt denen der dreibasischen Säuren, sagt man statt primäres und sekundäres auch Eindrittel- und Zweidrittelgesättigtes, z.B. Natriumphosphat u. dergl. Basische Salze nennt man solche, bei welchen das Molekül eines neutralen Salzes mit einem Molekül Hydroxyd verbunden ist, z.B. CuCO₃, Cu(OH)₂; auch die Oxychloride rechnet man zu den basischen Salzen (z.B. PbCl₂PbO). Komplexe Salze sind solche, in denen der Wasserstoff der Säure nicht durch Metallatome ersetzt ist, sondern durch Atomkomplexe, welche Metallatome enthalten (z.B. [UO₂]Cl₂). Doppelsalze (s.d.) sind solche, in denen die Wasserstoffatome einer Säure durch verschiedenartige Metallatome ersetzt sind (z.B. NaKSO₄). Die Salze der sauerstofffreien Halogenwasserstoffe heißen Haloidsalze (z.B. KCl, NaBr u.s.w.). Salze, bei denen der Sauerstoff durch Schwefel ersetzt ist, werden Sulfosalze genannt (z.B. K₂As₂S₄). Die Nomenklatur der Salze ist eine verschiedene; man stellt entweder das säurebildende Element voran (z.B. Chlornatrium, schwefelsaures Natrium) oder auch umgekehrt (z.B. Natriumchlorid, Natriumsulfat). Sind eine Reihe von Säuren eines und desselben Elementes vorhanden, so bezeichnet man mit der Endung it die sauerstoffärmere, mit der Endung at die sauerstoffreichere Verbindung (z.B. Na₂SO₃ Natriumsulfit, Na₂SO₄ Natriumsulfat), eine noch sauerstoffärmere mittels der Vorsilbe hypo und der Endung it (z.B. NaHSO₂ Natriumhyposulfit), eine noch sauerstoffreichere mittels der Vorsilbe per und der Endung at (z.B. KClO₄ Kaliumperchlorat). Bei Metallen, welche Oxyd- und Oxydulsalze bilden (z.B. FeSO₄ schwefelsaures Eisenoxydul oder Eisenoxydulsulfat, Fe₂(SO₄)₃ schwefelsaures Eisenoxyd oder Eisenoxydsulfat) wird auch noch Gebrauch von den lateinischen Namen des Metalls mit den Buchstaben o bezw. i gemacht (z.B. FeSO₄ Ferrosulfat, Fe₂(SO₄)₃ Ferrisulfat); bei den Halogensalzen nimmt man dieselben Bezeichnungen (FeCl₂ Ferrochlorid, Fe₂Cl₆ Ferrichlorid), oder unterscheidet durch die Endungen ür und id (FeCl₂ Eisenchlorür, Fe₂Cl₆ Eisenchlorid) [1]. – Die meisten Salze scheiden sich aus ihren wässerigen Lösungen (z.B. Kochsalz, Soda), manche aus Dämpfen (z.B. Aluminiumchlorid), einige aus dem Schmelzfluß (z.B. Kaliumdichromat) in Kristallgestalt aus. Sehr viele Salze nehmen beim Entstehen in Wasser oder bei nachträglichem Lösen in Wasser eine bestimmte Menge des letzteren auf, mit der sie kristallisieren (z.B. Na₂CO₃ + 10H₂O). Dieses »Hydratwasser« oder »Kristallwasser« wird von manchen Salzen bei andrer Temperatur in andrer bestimmter Menge aufgenommen (z.B. Na₂CO₃ + 5H₂O bei höherer Temperatur). Das Kristallwasser läßt sich durch Erhitzen ohne sonstige chemische Veränderung des Salzes austreiben; andernfalls spricht man von »Konstitutionswasser«. Manche Salze enthalten das Kristallwasser so lose gebunden, daß es schon an der Luft langsam verdunstet und die Kristalle »verwittern« (z.B. Soda). Dagegen nehmen andre Salze sogar die Feuchtigkeit aus der Luft auf und zerfließen damit (z.B. Chlorcalcium). Einige wasserfreie Salze werden vom Wasser unter Temperatursteigerung gelöst (z.B. calcinierte Soda), andre Salze unter Sinken der Temperatur[562] (z.B. Kaliumnitrat und besonders Kaliumsulfocyanat); letztere werden deshalb zu Kältemischungen (s.d.) verwendet.

Mehrere Salze, besonders mit Kristallwasser kristallisierende, bilden bei ruhigem Erkalten ihrer gesättigten wässerigen Lösungen in verschlossenen Flaschen übersättigte Lösungen, die durch Schütteln oder Berühren unter starker Selbsterhitzung kristallisieren (z.B. Natriumacetat). Manche Salze sind in Wasser unlöslich (z.B. Baryumsulfat), einige in Alkohol löslich (z.B. Calciumnitrat) [2].

Gegen Lackmus oder Methylorange reagieren die von starken Basen mit starken Säuren gebildeten Salze neutral (z.B. Kochsalz), die von starken Basen mit schwachen Säuren alkalisch (z.B. Soda), und die von schwachen Basen mit starken Säuren sauer (z.B. schwefelsaure Tonerde); letztere Salze sind nicht immer beständig. Salze von schwachen Basen mit schwachen Säuren sind unbeständig (z.B. essigsaure Tonerde), wenn überhaupt möglich.

In wässerigen Lösungen [2], [3] erleiden die Salze einen eigenartigen, nicht bis zur Zersetzung führenden Zerfall in bestimmte Bruchstücke (Ionen, s.d., und zwar in »Kationen«, z.B. Natrium, und »Anionen«, z.B. Chlor) ein Zerfall, der sich mit der Verdünnung der Lösung auf immer mehr Moleküle erstreckt; man sagt, die Salze »dissoziieren«. Näheres darüber unter Dissociation, Ionentheorie, Osmose.

Literatur: [1] Roscoe und Classen, Lehrbuch der anorganischen Chemie, 3. Aufl., Braunschweig 1895, Bd. 1, S. 149. – [2] Ebend., 3. Aufl., Braunschweig 1897, Bd. 2, S. 9 ff. – [3] Ostwald, W., Grundriß der allgemeinen Chemie, 3. Aufl., Leipzig 1899, S. 214 ff.

Moye.