Experimente:
Versuch: Kochsalzkristalle im Eiltempo
Versuch: Löslichkeit und Korngröße
Versuch: Löslichkeit und Temperatur
Versuch: Lösungswärme, Volumenveränderung und Siedepunktserhöhung
Versuch: Demonstration von temperaturabhängigen Flüssigkristall-Effekten
Versuch: Ohne Rühren lösen Stoffe sich nur langsam
Versuch: Löslichkeit und Korngröße
Versuch: Abkühlung beim Lösen von Salzen
Versuch: Salze lösen sich in warmem Wasser schneller
Versuch: Auch Schwerlösliches löst sich in Wasser
Versuch: Wenn man Salz löst, wird das Wasser schwerer
Versuch: Kristallzüchtung
Versuch: Kältemischung aus Eis und Kochsalz
Versuch: Mit Salz bekämpft man Eis
Versuch: Salzwasser ist elektrisch leitend

Die meisten Menschen, die im Chemieunterricht nicht aufgepasst haben, stellen sich unter Salz nur eines vor: Kochsalz. Alle kennen es aus der Küche, nennen seinen Geschmack "salzig", und so ist es seit langem und wird wohl auch so bleiben. Salz ist und war nie aus der Menschheitsgeschichte wegzudenken. Viele Orts-, Landschafts- und Flussnamen in Deutschland hängen direkt oder indirekt mit Begriffen um das Salz zusammen. Das sind Namen, die auf Salz (vom indogermanischen Sel, Sal, Bodensatz), Sole (althochdeutsch: Salzlösung, Suhle) oder Hals (griechisch, keltisch: Salz) zurückzuführen sind: Salzburg, Salzach, Salzkammergut, Bad Salzungen, Suhl, Sulzbach, Solingen, Saale, Salfeld, Saar, Hallstadt, Halle in Sachsen-Anhalt und in Westfalen, Reichenhall, Hellen (usw.). Ein Blick in das Register eines Atlanten überrascht. In Österreich gibt es sogar einen Ort namens Solbad Hall - irgendwie klingt das doppeltgemoppelt.

Das sächsisch-anhaltinische Halle war ein berühmter Salzmittelpunkt mit Handelsbeziehungen nach fast ganz Europa. Zeigt das doch, welche Bedeutung das Salz, seine Gewinnung und der Handel damit für die Menschheit hatten. Und die Bedeutung ist nicht geringer geworden! Allerdings haben sich die Schwerpunkte stark verschoben.

Früher kannte man nur die natürliche, also physiologische Bedeutung des Salzes, zu der auch die Lebensmittelkonservierung gehörte. Niemand hätte im Entferntesten daran gedacht, Salz z. B. zum Abtauen von Glatteis vor der Haustür zu verschwenden. Es war in manchen Gegenden so kostbar wie Gold!
Heute ist noch die Bedeutung der Salze für die Technische Chemie und für die Alltagschemie hinzugekommen, die den Rahmen der natürlichen Bedeutung zu sprengen scheint. Das hat u. a. auch seinen Grund in der Überproduktion dieses einmal kostbaren Wirtschaftsguts, das damit zu einem teilweise unverkäuflichen Massenartikel verkommen ist. Und mehr denn je stehen Kochsalz, seine Gewinnung und Verarbeitung im Verdacht, umweltschädigend zu sein.

Zunächst aber: Was sind Salze?
Jeder Chemielehrer kennt die Schwierigkeit bei der Einführung des Salzbegriffs: Da ist die Diskrepanz zwischen dem Salzbegriff aus der häuslichen Umgebung und dem aus dem chemischen Labor. Sie ist nur noch zu vergleichen mit den Schwierigkeiten um den Stoff-Begriff im Anfangsunterricht der Chemie.
Salze sind für Schüler "salzig, rieselig, ungiftig, würfelförmig kristallin, farblos, gut löslich...". Und dann die Erkenntnis: Einige Salze schmecken seifig (Soda), andere sauer wie Lakritz (Ammoniumchlorid), andere süß (Bleiacetat oder Mangan(II)-sulfat), bitter (Magnesiumsulfat) oder sind ohne Geschmack. Viele Salze sind farbig, die Löslichkeit schwankt zwischen leicht bis schwerlöslich, und man beobachtet Kristalle aus allen Kristallsystemen.
Salz ist also viel mehr als nur Kochsalz: Chemiker nennen alle ionisch aufgebauten, festen Verbindungen Salze. Man kennt von diesen "zusammengesetzten Körpern" nahezu unbegrenzt viele, was sich schlicht aus der Möglichkeit von Kombinationen von negativen und positiv geladenen Ionen ergibt.
Die Vielfalt dieser Stoffklasse ist erstaunlich. Man kann aber versuchen, sie zumindest in Gruppen einzuteilen. (Das gibt Diskussionsstoff für einen lebendigen Chemieunterricht!)
Da gibt es Salze, deren Kationen Metall-Ionen sind und deren Anionen nur Nichtmetallatome enthalten: Natriumchlorid NaCl, Pyrit FeS₂ oder Kalkstein CaCO₃. Es gibt aber auch Salze mit Metallatomen in ihren Anionen: Kaliumchromat Na₂CrO₄ und Kaliumpermanganat KMnO₄. Andere Salze enthalten überhaupt keine Metallatome: Ammoniumchlorid NH₄Cl oder Ammoniumacetat CH₃COONH₄. Dazu kommen noch Salze, die in ihren Kristallen stöchiometrische Wassermengen eingelagert haben, die Hydrate: Glaubersalz Na₂SO₄ · 10 H₂O oder Bittersalz MgSO₄ · 7 H₂O. Dann gibt es noch Komplexsalze wie das Silber-diammin-nitrat [Ag(NH₃)₂]NO₃. Und wenn man noch die Salze der organischen Verbindungen einbezieht, wird es völlig unübersichtlich...
Man kann die Salze auch nach ihrer Wechselwirkung mit dem Lösemittel Wasser einteilen. Viele Salze verändern nicht das Milieu ihrer Umgebung, wenn sie gelöst werden. Das sind die Neutral- oder Inert-Salze, mit denen man Ionenkonzentrationen ("Ionenstärken") in der Elektrochemie oder Biochemie steuert. Beispiele sind Chloride, Sulfate und Nitrate der Alkalimetalle.
Andere Salze reagieren mit Wasser im Sinne einer Säure/Base-Reaktion. Das sind saure Salze wie Kaliumhydrogensulfat KHSO₄ oder basische Salze wie Natriumcarbonat Na₂CO₃.
Zu den Salzen gehören streng genommen auch die Metalloxide (wie auch die entsprechenden Sulfide, Carbide und Nitride). So kann man auf Bildern nicht unterscheiden, ob es sich um Kristalle von Natriumchlorid oder von Magnesiumoxid handelt: Beide gehören dem kubischen Kristallsystem an und bilden schöne Würfel, beide zeigen in der Schmelze elektrische Leitfähigkeit. Das ist Grundlage z. B. von Schmelzelektrolysen zur Gewinnung von Metallen wie Aluminium aus ihren Oxiden. Gleiches gilt auch für Metallhydroxide.

Wie entstehen Salze?
Salze bilden sich durch verschiedenste Reaktionen, die allesamt von großer Bedeutung sind. Hier sind einige Beispiele:

NaOH (aq) + HCl (aq) ———> NaCl (aq) + H₂O    /exotherm

- Addition von Säureanhydriden an Basen:

Ca(OH)₂ (aq) + CO₂ (gasf.) ———> CaCO₃ (fest) + H₂O    /exotherm

- Addition von Säureanhydriden an Metalloxide:

- Redoxreaktion zwischen Metall und Säure:

Fe (fest) + 2 HCl (aq) ———> FeCl₂ (aq) + H₂ (gasf.)    /exotherm

- Redoxreaktion zwischen Metall und Nichtmetall:

2 Na (fest) + Cl₂ (gasf.) ———> 2 NaCl (fest)    /exotherm

- Austausch der Anionen:

AgNO₃ (aq) + KCl (aq) ———> AgCl (fest) + KNO₃ (aq)    /exotherm

- Einwirkung von Säuren auf Metalloxide:

TiO₂ (fest) + 2 H₂SO₄ (aq) ———> Ti(SO₄)₂ (aq) + 2 H₂O    /exotherm

- Brönstedsche Säure/Base-Reaktion ohne Wasserbeteiligung:

Reaktionen wie die Neutralisation, bei denen Lösungen der Salze entstehen, erfordern zur eigentlichen Salzbildung eine abschließende Kristallisation.

Bild 2: Selbstgezüchtete Salzkristalle (Foto: Daggi)

Wie Salze aufgebaut sind: Die ionische Bindung
Salze bestehen aus positiv und negativ geladenen Ionen. Deshalb leiten ihre Schmelzen und wässrigen Lösungen den elektrischen Strom.
Im Kristallgitter werden die Ionen durch elektrostatische Wechselwirkungen (Coulombsche Bindungskräfte) zusammengehalten. Die Ionen ordnen sich so an, dass sie anschließend eine minimale potentielle Energie besitzen. Das führt zu dem hohen Ordnungszustand, den wir beim Aufbau der Salzkristalle so bewundern.
Je nach der relativen Größe von am jeweiligen Salz beteiligten Kationen und Anionen gibt es unterschiedliche Gittertypen. Man sollte es in der Schule aber beim einfachsten und zugleich schönsten Typ belassen: Anhand des kubischen Kochsalzgitters lassen sich räumliches Vorstellungsvermögen und Symmetrie-Empfinden am besten trainieren.
Die Coulombschen Bindungskräfte sind ungerichtet, aber sehr effektiv. Deshalb haben Salze im Vergleich zu den Molekülgittern im Allgemeinen einen hohen Schmelzpunkt, so Natriumchlorid bei 801 °C.
Der Aufbau des Ionengitters erklärt auch, warum Salzkristalle (verglichen mit Metallkristallen) so ausgesprochen spröde sind: Gleiten beim plötzlichen Deformieren gleichgeladene Schichten aneinander vorbei, so stoßen sie sich in ihrer Gesamtheit ab; der Kristall bricht. Länger anhaltender, starker Druck jedoch kann sehr wohl zur Deformation führen.

Der Streit um die Ionen
Die Hypothese, dass Salze aus Ionen bestehen, die beim Kontakt mit Wasser in Lösung gehen oder sich beim Schmelzen voneinander lösen, geht auf Arbeiten von Arrhenius in den Jahren 1884-1887 zurück. Er führte auch den Ionenbegriff ein und sprach erstmals von "elektrolytischer Dissoziation". Seine Hypothese hatte heftige Kontroversen zur Folge, wobei die Kritiker schlicht übersahen, dass bei der Dissoziation nicht Atome von Natrium und Chlor entstehen, sondern eben deren inerte Ionen.
Lange Zeit noch sträubten sich die alten Professoren ("Ordinarien") gegen die neuen Erkenntnisse. So gab es unter Studenten damals den Spruch:

Es gab allerdings noch lange Zeit Streit darüber, ob die Ionen schon vor dem Lösen oder Schmelzen der Kristalle im Gitter vorliegen, oder ob sie sich erst beim Lösen oder Schmelzen der Salze aus deren Molekülen bilden.

Sind alle Salze leicht löslich?
Salze gelten bei vielen Schülern von vornherein als leicht lösliche Stoffe. Das stimmt für die Chloride und Nitrate der Alkali- und Erdalkalimetalle sowie für Ammoniumverbindungen. Deshalb gelangen sie leicht ins Grundwasser und machen es für die Nutzung als Trinkwasser unbrauchbar.
Glücklicherweise gibt es vor allem schwerlösliche Salze. Bei einigen könnte man bei oberflächlichem Hinsehen sogar meinen, dass sie sich gar nicht lösen. Hierzu gehören die Gesteins- und Bodenbildner wie Silicate und Erdalkalimetall-Carbonate. Aber die Wirkung von Wasser und Eis über Jahrtausende hinweg beweist, dass sich auch harte Gesteine wie Granit, die ja auch Salze sind, lösen: "Steter Tropfen höhlt den Stein."
Andere schwerlösliche Salze wie die Sulfide der Schwermetalle sowie Bleichlorid und -sulfat häufen sich in Ufersedimenten oder in Organen wie Niere, Knochensubstanz oder Zähnen an (Summationsgifte).

Anhand der Löslichkeit von Salzen lässt sich exemplarisch das chemische Gleichgewicht einführen
Wenn wir ein schwerlösliches Salz wie etwa Kalkstein in Wasser geben, bleibt im Allgemeinen ein Bodensatz zurück, den wir auch durch gutes Schütteln und Rühren nicht auflösen können. Solch eine Lösung mit Bodensatz bezeichnen wir als gesättigte Lösung. Der Grund für die Sättigung ist, dass schwerlösliche Salze nur zum Teil dissoziieren.

Es liegt ein chemisches Gleichgewicht vor. Die Gleichgewichtskonstante nennt man Löslichkeitsprodukt L. Es ist das Produkt aus den Konzentrationen der beteiligten Ionen; beispielsweise gilt für das Quecksilbersulfid:

L_HgS = [Hg²⁺] · [S^2-] (mol/l)²

Das Löslichkeitsprodukt ist ein Maß für die Löslichkeit eines Salzes. Je kleiner es ist, desto schwerer löslich ist der Stoff. So beträgt das Löslichkeitsprodukt des extrem schwerlöslichen Quecksilbersulfids HgS nur 10^-54 (mol/l)², das vom ebenfalls als sehr schwerlöslich geltenden Bleisulfat PbSO₄ dagegen nur 10^-8 (mol/l)².

Es ist aber falsch anzunehmen, dass in dieser Lösung nichts mehr passiert! Könnten wir zuschauen, so würden wir an der Oberfläche des Festkörpers ein ständiges Kommen und Gehen von Ionen beobachten. Dabei löst sich genau so viel Salz wie sich wieder zurückbildet. Man sagt, dass hier ein dynamisches chemisches Gleichgewicht vorliegt.
Dieses Gleichgewicht und damit der Wert von L hängen besonders von der Temperatur ab. Erhitzt man eine Salzlösung mit Bodensatz, also eine gesättigte Lösung, so löst sich das feste Salz mehr oder weniger auf. Kühlt man die so erhaltene Lösung wieder ab, so entsteht eine übersättigte Lösung; der Bodensatz bildet sich wieder zurück. (Hier erkennt man die Prinzipien von Le Chatelier wieder.) Lässt man besonders langsam abkühlen, oder lässt man eine Lösung, die nicht gesättigt ist, langsam eindunsten, erhält man schöne Salzkristalle. So werden Salzkristalle nicht nur gezüchtet, sondern so entstehen sie auch beim Eindunsten der Meere.

Die Schwerlöslichkeit von Salzen wirkt sich auf die Umwelt aus
Schwermetall-Ionen trennt man aus Abwässern grob durch Fällung als schwer lösliche Salze ab. Dazu muss man Lösungs-Gleichgewichte einkalkulieren. Da der Wert des Löslichkeitsprodukts konstant ist und nur von Temperatur und Druck abhängt, kann man durch Erhöhung der Konzentration der einen Komponente die der anderen verringern. Als Beispiel wählen wir das Bleisulfat:

L_pbSO4 = 10^-8 (mol/l)²

L_pbSO4 = [Pb²⁺] · [SO₄^2-] = 10^-4 mol/l · 10^-4 mol/l

Es gilt eine ganz einfache Regel: Erhöht man [SO₄^2-] auf 1 mol/l, also 10⁰ mol/l, erniedrigt sich [Pb²⁺] auf 10^-8 mol/l. Oder: Erhöht man die Konzentration der Sulfat-Ionen auf das Tausendfache, so verringert sich die Konzentration der Blei-Ionen um genau eben diesen Faktor. Dieses ist auch eine Anwendung von Le Chateliers Prinzipien.

Die Menge an gelöstem Salz wird häufig unterschätzt, vor allem auch dann, wenn das Löslichkeitsprodukt scheinbar sehr klein ist und wenn dazu noch mehr als zwei Ionen am Lösungsgleichgewicht beteiligt sind. Ein Beispiel ist das schwerlösliche Bleichlorid mit L = 1,6 · 10^-5 (mol/l)³ (20 °C).

Wie viel Gramm von diesem Salz lösen sich in einem Liter Wasser?

   L = c_Pb · c_Cl · c_Cl

Mit c_Cl = 2 c_Pb folgt

   c_Pb = 1,59 · 10^-2 mol/l

   c_Cl = 3,18 · 10^-2 mol/l

   ß_Pb = c_Pb · M_Pb = 3,294 g/l

   ß_Cl = c_Cl · M_Cl = 1,129 g/l

   ß_PbCl2 = 4,42 g/l

Die Trinkwasser-VO schreibt für Blei den Grenzwert 40 µg/l vor. Eine bei Zimmertemperatur gesättigte Lösung von schwerlöslichem Bleichlorid ist mit ihrem Bleigehalt von 3,294 g/l um den Faktor 8 · 10⁴ konzentrierter, als der Grenzwert zulässt, und ist entsprechend toxisch.

Ohne schwerlösliche Salze könnte man nicht bauen
Grundlage unserer Bauindustrie ist der Kalkstein, chemisch Calciumcarbonat CaCO₃. Dieser wird gebrannt, wobei Kohlenstoffdioxid entweicht. Das resultierende Calciumoxid (ebenfalls ein Salz) wird mit Wasser vermischt. Dabei entsteht Calciumhydroxid Ca(OH)₂. Mit diesem Mörtel wird gemauert. Er nimmt beim Aushärten wieder Kohlenstoffdioxid aus der Luft auf und bildet so Steine verbindenden Kalkstein zurück.
Kalkstein hat sich über viele Jahrmillionen hinweg aus Meeres- und Flusssedimenten gebildet. Noch heute können wir zusehen, wie das geschieht: In Meeren bildet er sich aus den Schalen von Muscheln und anderen Tieren. Nicht zu vergessen sind die Korallen, die zusätzlich auch Dolomit bilden. Aber auch Algen scheiden im Verlauf der Fotosynthese riesige Mengen an Kalk ab. Die Algen benötigen Kohlenstoffdioxid zur Fotosynthese, das sie zusammen mit Wasser in Glucose und Sauerstoff umwandeln.

6 CO₂ + 6 H₂O ———> C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

In Fluss- oder Meereswasser liegen vor allem Calcium-Ionen und Hydrogencarbonat-Ionen vor. Entnehmen die Algen dem Wasser CO₂, so bildet sich Kalkstein. Denn sie verschieben das folgende Gleichgewicht nach rechts:

Dieser segensreiche Mechanismus sorgt nicht nur für Kalkbildung, sondern auch für eine ausgewogene CO₂-Bilanz unserer Atmosphäre - bei gleichzeitiger Sauerstoffbildung!

Wie entstehen Salzlager?
Die großen Salzlager entstanden ausnahmslos durch Eindunsten von Binnenmeeren oder von Lagunen, die vom Meer abgeschnitten waren. Das beobachten wir heute noch in Nordamerika, Nordafrika oder am Toten Meer. Entsprechend der Löslichkeit der verschiedenen Salze bilden sich charakteristische Schichtungen der Sedimente aus. Zunächst fällt der am schlechtesten lösliche Gips aus. Darüber legt sich das relativ schwerlösliche Natriumchlorid; es folgen Kaliumchlorid und dann Mischsalze von Magnesium und Kalium. Darüber lagern sich die leichtlöslichen Magnesiumsalze ab.

Nicht unerwähnt bleiben sollen die durch Sedimentierung gebildeten ungeheuren Mengen an schwerlöslichen Carbonaten von Calcium und Magnesium. Außerdem entstanden und entstehen aus Gesteinsschmelzen Silicate, die die Hauptmenge der Salze auf der Erde ausmachen.

Salz ist unter hohem Druck plastisch: Wie Salzstöcke entstehen
Jeder, der im Labor schon mit Infrarot-Geräten gearbeitet hat, weiß, dass man aus Kaliumbromid unter Einsatz von hohem Druck Gläser pressen kann, die für IR-Strahlung durchlässig sind. Dieses plastische Verhalten beobachten wir auch bei natürlichen Salzlagern.
Aus den zunächst waagerechten Meeresablagerungen bilden sich in vielen Millionen Jahren unter seitlichem Druck benachbarter Erdschichten propfenartige, hohe Salzstöcke ("Salzdome"), die sogar an die Erdoberfläche gelangen können.
In letzter Zeit sind die ausgebeuteten Salzdome in die öffentliche Diskussion geraten: Statt sie mit Abraum aufzufüllen, sollen sie als Endlager für ausgebrannte Kernbrennstoffe dienen. Das hat gewisse Vor- und leider auch gravierende Nachteile. Positiv ist, dass Risse, die möglicherweise auftreten können, durch die Plastizität des Salzes wieder verschlossen werden. Andererseits kann so ein Lager seine Last durch fortwährende Aufpressung nach oben transportieren, also regelrecht wieder "ausspucken". Dadurch besteht die Möglichkeit, dass der radioaktive Müll in einigen Hunderttausend Jahren wieder an die Erdoberfläche gelangt. Das ist bei Halbwertszeiten wie 24 400 Jahre beim Plutonium-239 keine schöne Aussicht für die Zukunft.

Über den Aufpressungen bilden sich aber auch Erdöl- und Erdgas-Lagerstätten aus, die man ebenfalls gern ausbeutet, und die umgekehrt wieder als Depots für Erdgas und Erdöl genutzt werden können.

Wie man Salze gewinnt
Die hutartigen Aufpressungen der Salzstöcke sind hervorragend geeignet, um bergmännisch Salze zu gewinnen. Das führte aber aufgrund ihrer durch die Genese bedingten Schichtungen zu riesigen Abraumhalden. Einen nicht geringen Teil davon entsorgte man in die umgebenden Gewässer und Flüsse ("Aus den Augen, aus dem Sinn!"). In den Siebziger Jahren betrug der Salzgehalt der Weser aufgrund der Salzeinträge in die Werra bis zu 8 %, also mehr als doppelt so viel wie der von Meerwasser. Meerestiere wie Krebse tauchten auf, salzliebende Pflanzen (Halophyten) machten sich am Ufer breit. Ähnlich erging es dem Rhein bei der Passage durch lothringische Salzfelder. Erst internationale Abkommen und politischer Paradigmen-Wechsel haben hier geholfen.
Wie war es früher? Schon in der Keltenzeit wurde im Salzkammergut in der Gegend von Hallstatt Salz bergmännisch gewonnen. Das war aber nicht überall möglich.
Salz liegt in der Natur am leichtesten zugänglich als Lösung vor. Schon früh hat man deshalb Verfahren entwickelt, um daraus Salz zu isolieren.
Das ist einfach an warmen Meeresküsten, wo man nur künstliche Lagunen ("Salzgärten") anlegen und abwarten muss, bis die Sonne das Wasser verdunstet. Das Meersalz enthält immerhin um die 60 % Alkalihalogenide. Den zuerst ausfallenden Gips beseitigt man durch Vorkristallisation. Dann trennt man die sich nun bildenden Natriumchloridkristalle ab, bevor Kalisalze sowie anschließend die besonders störenden, weil bitteren und dazu noch hygroskopischen Magnesiumsalze ausfallen. Letzte Reinigung erfolgt durch Umkristallisation.
Vor allem in Australien spielen die Salzgärten eine große Rolle, in einem Kontinent, der fast keine Salzstöcke aufweist. Das hat seinen Grund in der (mit Mitteleuropa verglichen) geringen geologischen Aktivität des Kontinents.
Besonders gut hatten es früher die Römer: Sie konnten das Tote Meer mit dessen sagenhaften Gehalt an 230 g Natriumchlorid/l ausbeuten. (Ab 300 g/l ist Wasser praktisch gesättigt.) Ihr Ausdruck salarium für Salzgeld ist in unserer Sprache als " Salär" bekannt. Auf dem Export von Salz beruhte auch der Reichtum der Phönizier, die im heutigen Libanon siedelten.
In Deutschland kannte man den Salzgehalt der in der Landschaft verbreiteten, von Tieren zur Körperpflege genutzten "Suhlen", die auf dem Austreten von salzhaltigen Quellen beruhten. Ein Beispiel unter Tausenden ist die Region um Halle in Sachsen. Die Salzlösungen wurden filtriert und in großen Salzpfannen eingedampft. (Eine sehr schöne Beschreibung dieser Verfahren enthält das alte Buch von Hoffmann [2].) Dieses Salzsieden hatte einen großen Bedarf an Brennmaterial zur Folge. Steinkohle und Braunkohle gab es kaum. So griff man auf Holz zurück. Allein der Salzbedarf der Hanse in Lüneburg, die ihren Reichtum auf Fang und Einpökeln von Heringen sowie auf deren Verkauf im christlichen und dadurch durch Speisevorschriften gegängelten Abendland begründete, führte zum Ausrotten der großen Buchenwälder der Norddeutschen Tiefebene und zur Entstehung der unfruchtbaren Lüneburger Heide!

Warum sind Salze für den Menschen so wichtig?
Bleiben wir vor allem beim Kochsalz. Noch heute reicht man in vielen Gegenden der Welt Gästen zur Begrüßung Brot und Salz. Das gehört auch zu den drei Grundkomponenten unseres Brots.
Im Körper sind davon rund 170 g enthalten. Das Bewusstsein für seine Lebensnotwendigkeit ist sicherlich genetisch fixiert. Das erinnert letztlich daran, dass die Evolution auch des höheren Lebens im Meer begann!

Es gibt verschiedene Gründe für den Wert des Salzes.

-	Kochsalz ist physiologisch hochwirksam. So regelt es den osmotischen Druck von Blut und Harn. Eine 0,9%ige Kochsalzlösung ist Lösemittel für Medikamente, die gespritzt werden müssen. Weiter liefert NaCl Chlorid-Ionen für die Salzsäurebildung im Magen. Chlorid-Ionen sind auch wichtig für die physiologische Bildung von Hydrogencarbonat-Ionen und regeln somit den zellulären Ausstoß von CO2. Natrium-Ionen sind zusammen mit Kalium-Ionen für die Funktion der Nerven wichtig. Salzig ist einer der (seit 1999 fünf) Geschmacksempfindungen. Deshalb sind die Ionen des Kochsalzes auch wichtige Geschmackverstärker.
-	In der Lebensmitteltechnologie dient Salz zur Konservierung von empfindlichen Speisen wie Fisch, Fleisch und Milchprodukten. Hier ist das schon erwähnte Einpökeln zu erwähnen. Die Wirkung beruht auf osmotischer Austrocknung von Mikroorganismen.
-	Technisch dient Kochsalz zur Herstellung von Natrium-Metall, Chlor, Natronlauge und dem Koppelprodukt Wasserstoff. Dabei bedient man sich der Elektrolyse. Das dabei entstehende Chlor war zunächst Abfallprodukt, spielt heute aber eine wichtige Rolle als Industriechemikalie, die weit über die eines Bestandteils von Polyvinylchlorid (PVC) hinausgeht. Mit Chlor werden vor allem in der Organischen Chemie Übergangsverbindungen bei Substitutions-Reaktionen hergestellt. Seine Rolle wird wegen der Bildung von Dioxinen, die bei vielen (vor allem auch unfallbedingten) Reaktionen möglich ist, in teilweise unschöner Form kontrovers diskutiert ("Chlorfreie Chemie?").

Aus Kochsalz gewinnt man weiter mit Hilfe des Solvay-Verfahrens die wichtige Industriechemikalie Soda, Natriumcarbonat. Was wären die Glasherstellung oder die Waschmittelindustrie ohne Soda?
Salzschmelzen dienen in großem Umfang zum Abdecken von Metallschmelzen. Das spielt z. B. beim Recyceln von Aluminium eine wichtige Rolle. Das heiße Metall wird so vor dem Angriff durch Sauerstoff geschützt. Zusätzlich werden bereits vorhandene oxidische Überzüge, die das Zusammenschmelzen erschweren, abgeätzt.
Bemerkenswert ist, dass Salze auch negative Auswirkungen auf Metalle haben. Sie sind nämlich hervorragende Korrosionsförderer.

Viele Elemente liegen als Salze bzw. Oxide und Sulfide vor und lassen sich daraus gewinnen (Mineralien, Erze). Das gilt gleichermaßen für Metalle wie Nichtmetalle.
Und abgesehen vom Holz sind auch die klassischen Baumaterialien letztlich Salze!

Salze im Alltag: Mischungseffekte in Salzlösungen und Salzschmelzen
An Salzlösungen und -schmelzen lassen sich einfach, aber exemplarisch Einblicke in die Physikalische Chemie gewinnen. Dabei kommt es gar nicht so sehr auf quantitative Aussagen an, sondern nur auf das qualitative Verständnis der Zusammenhänge.

Löst man ein Salz in Wasser oder in einer Schmelze, so treten aufgrund der Wechselwirkungen zwischen dem Lösemittel und dem gelösten Stoff bestimmte, auch für die Umwelt wichtige Effekte auf.

Siedepunktserhöhung (Dampfdruckerniedrigung)
Salzwasser siedet bei höherer Temperatur als reines Wasser. Der Grund: Die gelösten Stoffe halten die Wassermoleküle in der Lösung fest. Daher muss mehr Energie als normal zugeführt werden, um diese Bindungen zu lösen. Das Lösemittel verdampft deshalb erst bei höheren Temperaturen.

Schmelzpunktserniedrigung (Gefrierpunktserniedrigung)
Man beobachtet, dass verunreinigte feste Stoffe einen niedrigeren Schmelzpunkt haben als die Reinstoffe. Der Grund ist, dass die Verunreinigungen die hohe Ordnung des Kristallgitters des Reinstoffs stören, und dieses deshalb schon bei niedrigerer Temperatur zusammenbricht.
Das ist in der Technik wichtig. Bei der Schmelzelektrolyse von Natriumchlorid senkt man dessen Schmelzpunkt von 801 °C mit Calciumchlorid und Bariumchlorid auf ca. 600 °C. Das spart Energie bei der Elektrolyse, senkt also die Aktivierungsenergie und verringert den "Wärmemüll".
Das gilt aber auch für das Auskristallisieren des Lösemittels Wasser aus salzhaltigen Lösungen, was in den folgenden Abschnitten verdeutlicht wird.

Salziges Meerwasser bleibt auch unter Null Grad flüssig
Salzwasser kann man weit unter 0 °C, dem Gefrierpunkt von reinem Wasser, abkühlen. Der Grund: Eis, das aus Salzwasser auskristallisiert, ist reines Wasser. Die von den Ionen des gelösten Salzes festgehaltenen Wassermoleküle werden gehindert, ein Eiskristallgitter aufzubauen. Dies gelingt erst bei tieferen Temperaturen, da die dann freiwerdende größere Kristallisationsenergie ausreicht, die Lösemittelmoleküle aus ihrer Bindung an Ionen und andere Stoffe zu lösen. Salziges Meerwasser gefriert deshalb nicht so rasch.

Kältemischungen
Beim Mischen von Kochsalz mit Eis stellen sich definierte, tiefe Gleichgewichtstemperaturen ein. Grund ist, dass die Lösungswärme für das Salz und die Schmelzwärme für das Eis aus dem System oder aus der näheren Umgebung entnommen werden. Vermischt man z. B. 33 g Kochsalz innig mit 100 g feinverteiltem Eis, so erreicht man Temperaturen von -21,3 °C. (Man spricht hier von einem eutektischen Gemisch.) Mit 133 g Calciumchlorid-Hexahydrat, vermischt mit 100 g Eis, soll man sogar -55 °C erreichen!

Mit Salz kann man Glatteis bekämpfen
Den Effekt der Gefrierpunktserniedrigung nutzt man im Winter, um Glatteis zu schmelzen. Hierzu werden möglichst umweltneutrale Salze (NaCl oder CaCl₂-Hydrate) auf das Eis gestreut. Dabei beobachtet man, dass sich festes, scheinbar trockenes Eis verflüssigt. Eis steht in einem dynamischen Gleichgewicht mit flüssigem Wasser:

Deshalb ist Eis immer mit einem feinen Flüssigkeitsfilm überzogen.
Gibt man nun Salz hinzu, so beginnt sich dieses unter gleichzeitiger Abkühlung im Wasserfilm aufzulösen. Das dem Gleichgewicht entzogene Wasser wird aus dem Eis ständig nachgebildet. Das Gleichgewicht verschiebt sich somit in die linke Richtung; das Eis verflüssigt sich zu einer konzentrierten Salzlösung. Da das NaCl/Eis-Gemisch keine tieferen Temperaturen als -21,3 °C ermöglicht, nützt unterhalb dieser Temperatur das Streuen von Natriumchlorid nichts mehr. Eine Alternative ist das umweltneutralere Calciumchlorid CaCl₂, ein Abfallprodukt der Sodaherstellung nach Leblanc, da dessen konzentrierte Lösungen erst ab -55 °C gefrieren.

Osmotischer Druck
Hierbei handelt es sich um die Wechselwirkung an einer semipermeablen Membran zwischen reinem Wasser und einer konzentrierten Lösung, z. B. von Kochsalz. Der Konzentrationsausgleich hat eine Verdünnung sowie einen hydrostatischen Druck zur Folge. Dieser ist proportional zur Gesamtkonzentration der Ionen.
Lässt man umgekehrt einen hohen Druck auf diese Anordnung einwirken, so gibt die Salzlösung das Reinwasser zurück. Solche Anlagen nutzt man zur Meerwasser-Entsalzung; das Verfahren heißt Umkehr-Osmose.

Der Salzgehalt im Meer hat Auswirkungen auf das Klima
Dass der Salzgehalt der Meere wichtige Auswirkungen auf das Klima hat, überrascht viele Menschen. Fassen wir die Fakten noch einmal zusammen:
Meerwasser ist aufgrund der gelösten Salze (durchschnittlicher Gehalt 3,6 g/l) spezifisch schwerer als Reinwasser. Je mehr Salz gelöst ist, desto schwerer ist das Wasser.
Das Salzwasser strömt vom Äquator, wo es aufgrund der Wärmeausdehnung eine geringe Dichte und deshalb einen höheren Pegel hat, nach Norden (und natürlich auch nach Süden). Dabei kühlt es ab. Da es aus wärmeren Regionen stammt, ist seine Salzkonzentration höher als die im Polarmeer. Als schwereres Wasser sinkt es deshalb im Polarbereich ab und hält so die klimabestimmende Nord-Strömung im Atlantik aufrecht.
Meerwasser gefriert erst bei einigen Grad unter Null (Gefrierpunktserniedrigung). Damit ist Salzwasser auch bei niedrigeren Temperaturen flüssig. Geringere Eisbildung hat wiederum Auswirkungen auf die Absorption von Sonnenstrahlung.
Außerdem verdunstet Meerwasser nicht so leicht, da die Ionen die Wassermoleküle nicht so einfach freigeben (Siedepunktserhöhung). Über salzreichem Meerwasser ist deswegen der Wasserdampfgehalt der Atmosphäre niedriger als über Süßwasser. Das ist wichtig für Wetterbildung über dem Meer: Über dem Meer bilden sich nicht so viele Wolken und es regnet auch nicht so stark, wie man allgemein erwartet. Außerdem speichert trockene Luft nicht so viel Wärme wie eine feuchte Atmosphäre.

Salz hilft gegen Schnupfen
Bei beginnendem Schnupfen und auch, wenn er einen schon befallen hat, hilft 0,9%iges Salzwasser, das man sich in die Nase "schnauft" oder tropft. Selbst die Chefärzte von HNO-Kliniken schwören darauf. Man sollte die Lösung vorm Einschnaufen etwas anwärmen.

Ohne Salz kein Leben
Lassen wir zum Schluss Friedrich Hoffmann aus Halle zu Worte kommen. In seinem Werk von 1708 schreibt er erstaunlich modern, was Salz auch heute noch für uns bedeutet:
Unter den dreyen Reichen/darein die Natur-Kündiger die Cörper eingetheilet/ ist der Mensch die edelste Creatur und gleichsam der König der Thiere; unter den Pflantzen der Weinstock; unter den Mineralien hat man davor gehalten/ dass es das Gold sey. Allein wenn man die Sache gar genau untersuchet und einsiehet/ so findet sich zwar wol/ dass das Gold an und vor sich selbsten das edelste Metall/ und wegen seiner rarität sehr hoch zu achten/ und also zu Commercien das bequemste sey. Wenn man aber dessen Krafft/ Nutzen und Wirckung betrachtet/ so ist dieselbe/ was des menschlichen Cörpers Erhaltung und Gesundheit betrifft/ gar keine oder sehr geringe. Denn alle diejenigen/ welche so ein Miracul aus dem Golde machen in Stärckung der Natur/ und zu Erlangung der Gesundheit/ verstehen des Goldes und menschlichen Cörpers Wesen und Natur gar nicht. Meines Erachtens aber/ so halte ich unter denen Mineralien vor allen das edelste Geschöpff/ das gemeine Saltz/ weil es unter allen unterirdischen Cörpern den meisten Nutzen schaffet/ der zur Erhaltung/ Leben/ Gesundheit der Menschen und Viehe/ auch Daurung anderer verderblichen Dinge sehr groß ist. [2]

Nun gut, es fehlt der Hinweis auf die technische Bedeutung des Salzes. Die spielte zu Hoffmanns Zeiten sowieso keinerlei Rolle. Aber im Notfall könnten wir gut auf die Ergebnisse dieser Techniken verzichten, jedoch niemals auf ausreichende Versorgung unseres Körpers mit Salz!

Literatur
[1] Dieser Artikel erschien in gekürzter Fassung:
E. Rossa (Hrsg.): Die Fundgrube für den Chemieunterricht; Cornelsen Scriptor, Berlin 2001.
[2] Friedrich Hoffmanns Kurtze doch gründliche Beschreibung des Saltz-Wercks in Halle; in Verlegung des Waysen-Hauses, Halle MDCCVII. (Als Reprint herausgegeben von der Gesellschaft für Umwelt- und Wirtschaftsgeologie mbH Berlin, Invalidenstraße 44, Berlin 1990.)

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