Salzbildungsreaktion

Unter den Salzbildungsreaktionen versteht man verschiedene chemische Reaktionen, die als Produkt ein Salz enthalten. Um ein bestimmtes Salz herzustellen muss man Reaktionspartner suchen, die die zwei Bestandteile eines Salzes liefern. Dazu gehört ein Kation (Metall, Ammonium-Ion) und ein Anion einer Säure.

Komplizierter wird die Herstellung eines Salzes, wenn mehrere verschiedene Anionen und Kationen in einem Salz enthalten sind.

Neutralisation von Säure und Lauge

Bei der Neutralisation reagiert eine Lauge mit einer Säure zu einem Salz und Wasser. Die Bestandteile in der Säure (Oxonium-Ionen) und der Lauge (Hydroxid-Ionen), die ihre sauren bzw. alkalischen Eigenschaften ausmachen, reagieren miteinander zu Wasser.

Achtung: Stark konzentrierte Lösungen können sich bei der Neutralisation so stark erwärmen, dass es sogar zum Verspritzen der heißen Lösung kommen kann.

Allgemeine Reaktionsgleichung
$ \mathrm{S \ddot a ure + Lauge \longrightarrow Salz + Wasser} $
Beispiel 1
Salzsäure + NatronlaugeNatriumchlorid + Wasser
$ \mathrm{HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \longrightarrow NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}} $
Beispiel 2
Schwefelsäure + BariumhydroxidBariumsulfat + Wasser
$ \mathrm{H_2SO_{4(aq)} + Ba(OH)_{2(aq)} \longrightarrow BaSO_{4(s)} + 2\ H_2O_{(l)}} $

Synthese aus den Elementen

Ein binäres Salz (besteht aus einem Metall-Ion und aus einem Nichtmetall-Ion) kann durch eine direkte Reaktion der beiden Elemente hergestellt werden. Dabei findet eine Redoxreaktion mit Übertragung von Elektronen vom Metall zum Nichtmetall statt. Die Reaktion kann gegebenenfalls sehr heftig sein.

Allgemeine Reaktionsgleichung
$ \mathrm{Metall + Nichtmetall \longrightarrow Salz} $
Beispiel 1
Natrium + ChlorNatriumchlorid
$ \mathrm{2\ Na + Cl_2 \longrightarrow 2\ NaCl} $
Beispiel 2
Magnesium + IodMagnesiumiodid
$ \mathrm{Mg + I_2 \longrightarrow MgI_2} $

Der Ionenübergang vom Natrium zum Chlorid ist eigentlich endotherm, da die gesamte Reaktion jedoch exotherm ist, müssen bei der Salzbildung noch andere Reaktionen eine Rolle spielen:

Nämlich die Sublimentierungsenergie, Ionisierungsenergie, Bindungsenergie, die Elektronenaffinität sowie die Gitterenergie.

Metall mit Säure

Ist das Metall nicht zu edel, reagiert es mit einer Säure unter Freisetzung von Wasserstoff. Dieser kann entstehen, da Elektronen von Metallatomen auf die Oxonium-Ionen der Säure übertragen werden. Die so entstandenen Anionen bilden mit den Metall-Ionen bei Eindampfen das Salz.

Allgemeine Reaktionsgleichung
$ \mathrm{(unedles)\ Metall + S\ddot a ure \longrightarrow Salz + Wasserstoff} $
Beispiel
Magnesium + SalzsäureMagnesiumchlorid + Wasserstoff
$ \mathrm{Mg + 2\ HCl_{(aq)} \longrightarrow MgCl_{2(aq)} + H_{2(g)}} $

Index: (aq) zeigt an, dass es sich um in Wasser gelöstes HCl (= Salzsäure) handelt.

Metalloxid mit Säure

Auch die Metalloxide reagieren mit Säure. Im Gegensatz zur Reaktion von Metallen mit Säuren findet hier keine Redoxreaktion statt. Es handelt sich um eine Umlagerung. Dabei entstehen aus dem Sauerstoff des Oxides und Oxonium-Ionen mehrere Wassermoleküle.

Allgemeine Reaktionsgleichung
$ \mathrm{Metalloxid + S \ddot a ure \longrightarrow Salz + Wasser} $
Beispiel 1
Natriumoxid + Salzsäure → Natriumchlorid + Wasser
$ \mathrm{Na_2O + 2\ HCl \longrightarrow 2\ NaCl + H_2O} $
Beispiel 2
Kupfer(II)-oxid + SchwefelsäureKupfersulfat + Wasser
$ \mathrm{CuO + H_2SO_4 \longrightarrow CuSO_4 + H_2O} $

Nichtmetalloxid mit Lauge

Entsprechend der obigen Reaktion verbinden sich Oxide von Nichtmetallen mit Laugen zu Salzen:

Allgemeine Reaktionsgleichung
$ \mathrm{Nichtmetalloxid + Lauge \longrightarrow Salz + Wasser} $
Beispiel
Kohlenstoffdioxid + CalciumhydroxidCalciumcarbonat + Wasser
$ \mathrm{CO_2 + Ca(OH)_2 \longrightarrow CaCO_3 + H_2O} $

Anmerkung: Im Grunde entsprechen die Möglichkeiten aus Nichtmetalloxid und Lauge bzw. Metalloxid mit Säure der aus Säure und Lauge, da Nichtmetalloxide mit Wasser Säuren bilden und Metalloxide mit Wasser Laugen entstehen lassen.

Salz mit Säure

Entsprechend dem Prinzip ... Die stärkere Säure vertreibt die schwächere aus ihrem Salz1 oder Die schwerflüchtige Säure vertreibt die leichtflüchtige aus ihren Salzen2 ... kann man auch aus einem Salz und einer Säure ein anderes Salz herstellen.

Allgemeine Reaktionsgleichung
Salz + stärkere Säure → Salz der stärkeren Säure + schwächere Säure1 oder
Salz + schwerflüchtige Säure → Salz der schwerflüchtigen Säure + leichtflüchtige Säure2
Beispiel zu 1
Natriumcarbonat + Salzsäure → Natriumchlorid + Kohlensäure
$ \mathrm{Na_2CO_3 + 2\ HCl \longrightarrow 2\ NaCl + H_2CO_3} $
Beispiele zu 2
Kaliumbromid + PhosphorsäureKaliumdihydrogenphosphat + Bromwasserstoff
$ \mathrm{KBr + H_3PO_4 \longrightarrow KH_2PO_4 + HBr} $
Diese Reaktion findet nur bei erhöhter Temperatur statt, bei der der Bromwasserstoff aus der Mischung entweicht. Bei noch höheren Temperaturen kann auch das Dihydrogenphosphation in gleichem Sinn reagieren.
Natriumchlorid + Schwefelsäure → Natriumsulfat + Chlorwasserstoff
$ \mathrm{2\ NaCl + H_2SO_4 \longrightarrow 2\ HCl + Na_2SO_4 } $
Diese Reaktion ist ein Beispiel bei dem sich nach dem Prinzip von Le Chatelier die vom pKS-Wert her stärkere Säure wegen ihrer größeren Flüchtigkeit aus ihrem Salz verdrängt wird. Es ist eine der ältesten Synthesemöglichkeiten von Chlorwasserstoff (Methode von Kipp).

Salz mit Salz

In wässriger Lösung können zwei Salze Ionen „austauschen“. Es entstehen somit zwei neue Salze. Jedoch funktioniert dies nur unter der Bedingung, dass eines der beiden entstehenden Salze in Wasser schwer löslich ist. Es bildet einen Niederschlag. Eine andere Möglichkeit ist die Bildung eines Doppelsalzes bei der Mischung von zwei Einzelsalzlösungen. Diese Doppelsalze sind häufig schwerer löslich und kristallisieren bereits nach der Mischung aus.

Allgemeine Reaktionsgleichung
Salzlösung A + Salzlösung B → Salz(lösung) C + Salzlösung D
oder
Salzlösung A + Salzlösung B → Salz(lösung) C
Beispiel
Natriumchlorid + SilbernitratSilberchlorid + Natriumnitrat
$ \mathrm{NaCl_{(aq)} + AgNO_{3(aq)} \longrightarrow AgCl_{(s)} + NaNO_{3(aq)}} $
Beispiel Doppelsalz
Aluminiumsulfat + KaliumsulfatKalium-Aluminium-Alaun
$ \mathrm{Al_2(SO_4)_{3(aq)} + K_2SO_{4(aq)} + 24\ H_2O \longrightarrow 2\ KAl(SO_4)_2 \cdot 12 \ H_2O_{(s)}} $

Verwendungszwecke: Durch Farbe bzw. Löslichkeit des Niederschlags in bestimmten Stoffen lassen sich anhand solcher Reaktionen Anionen oder auch Kationen identifizieren (quantitative Analyse). Unter Alaune werden Anwendungen für diese Doppelsalze angegeben.

Bildung organischer Salze

Es gibt auch eine Vielzahl von Salzbildungsreaktionen in der organischen Chemie:[1]

Einzelnachweise

  1. Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 1225−1226.
  2. Joachim Buddrus: Grundlagen der Organischen Chemie, 4. Auflage, de Gruyter Verlag, Berlin, 2011, S. 310, ISBN 978-3-11-024894-4.
  3. Hans Beyer und Wolfgang Walter: Organische Chemie, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 1984, Seite 462−463, ISBN 3-7776-0406-2.
  4. Siegfried Hauptmann: Organische Chemie, 2. Auflage, VEB Deutscher Verlag für Grundstoffindustrie, Leipzig, 1985, S. 739−740, ISBN 3-342-00280-8.
  5. Siegfried Hauptmann: Organische Chemie, 2. Auflage, VEB Deutscher Verlag für Grundstoffindustrie, Leipzig, 1985, S. 741, ISBN 3-342-00280-8.
  6. Ivan Ernest: Bindung, Struktur und Reaktionsmechanismen in der organischen Chemie, Springer-Verlag, 1972, S. 49, ISBN 3-211-81060-9.

Weblinks

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