Natriumchlorid (auch Kochsalz genannt) ist das Natriumsalz der Salzsäure mit der chemischen Formel NaCl – nicht zu verwechseln mit Natriumchlorit (NaClO₂), dem Natriumsalz der Chlorigen Säure.

Natriumchlorid ist für Menschen und Tiere der wichtigste Mineralstoff. Der Körper eines erwachsenen Menschen enthält etwa 150–300 g Kochsalz und verliert davon täglich 3–20 Gramm, die ersetzt werden müssen. Dafür wurde es schon in vorgeschichtlicher Zeit gewonnen und blieb lange Zeit ein teures Handelsgut.

Vorkommen

Natriumchlorid ist in der Natur in großer Menge vorhanden, größtenteils gelöst im Meerwasser mit einem Gehalt von ca. 3 %, insgesamt 3,6 · 10¹⁶ Tonnen, außerdem als Mineral Halit mit einem Gehalt von bis zu 98 % in den häufigen Steinsalzlagerstätten, die in erdgeschichtlicher Zeit in austrocknenden Meeresbuchten sedimentierten. Die insgesamt unter Deutschland vorkommenden Lagerstätten werden auf ein Volumen von 100.000 Kubikkilometer geschätzt.

Steinsalzschichten sind plastisch und werden deshalb von geologischen Prozessen, denen sie unterliegen, vielfach verformt, u. a. zu leichter abbaubaren Salzstöcken und Salzkissen. Wenn eine Salzlagerstätte im Gebirge an die Oberfläche austritt, kann sogar ein Salzgletscher entstehen.

Gewinnung

Natriumchlorid wird in großem Umfang aus den beiden Hauptvorkommen Steinsalz und Meersalz gewonnen. Salz aus oberirdischen Lagerstätten, z. B. Salzseen, hat nur geringe Bedeutung. Die Weltsalzproduktion betrug 2020 über 280 Millionen Tonnen, die Anteile an Stein- und Meersalz werden auf ca. 70 % bzw. 30 % geschätzt. Einen Überblick über die globalen Salzabbaumengen gibt die unten stehenden Tabelle. China steigerte seine Produktion in den letzten Jahren erheblich, die USA hatten noch bis 2005 die größte Förderung. Die EU produziert insgesamt ähnliche Mengen wie die USA.

In Salzbergwerken, unter denen Tagebaue heute von quantitativ geringer Bedeutung sind, wird Steinsalz entweder bohrend-sprengend, schneidend oder nass abgebaut. In den ersten beiden Fällen wird das noch unter Tage mit Brechern zerkleinerte Material in verschiedenen Korngrößen zu Tage gefördert. Beim nassen Abbau wird ebenso wie bei der ausschließlich von über Tage betriebenen Bohrlochsolung das Salz mittels Bohrspülwerken, historisch auch in Sinkwerken, in Wasser gelöst und als gesättigte Sole von 26,5 % zu Tage gefördert. Dies erlaubt auch die Nutzung stark verunreinigter Vorkommen. Bei natürlichem Wasserdurchtritt durch salzführende Schichten kann auch Sole zu Tage treten, die meistens jedoch nicht gesättigt ist. Solche Solequellen waren die ersten vom Menschen im Binnenland genutzten Salzvorkommen. Die Konzentration der Sole wurde früher durch Wasserverdunstung in Gradierwerken erhöht, heute wird bergmännisch trocken abgebautes Salz zugesetzt. Aus der gereinigten Sole wird durch Eindampfen Siedesalz großer Reinheit erzeugt. Heute geschieht dies mittels in Kaskaden angeordneter geschlossener Vakuumverdampfer, wodurch ein Großteil der eingesetzten Wärme zurückgewonnen wird. In klimatisch geeigneten Gebieten wird zunehmend auch Sonnenenergie zur Verdunstung genutzt, das Verfahren ist vergleichbar dem der Meersalzgewinnung.

Die Gewinnung von Salz aus Meerwasser ist nur in Küstengebieten mit hoher Sonneneinstrahlung bei gleichzeitig geringen Niederschlägen wirtschaftlich. Das Meerwasser wird hierzu durch flache Beckenkaskaden (Salzgärten) geführt, in denen die Salzkonzentration durch natürliche Verdunstung zunimmt. Schließlich wird das ausgefällte Salz zusammengeschoben und getrocknet, nur für die teure Speisesalzqualität (französisch fleur de sel, „Blume des Salzes“) wird es an der Oberfläche schwimmend abgeschöpft. Auch in Salzgärten kann Sole entnommen werden.

Die vier Grundprodukte der Salzindustrie sind Sole, Steinsalz, Meersalz und Siedesalz. Für die USA schätzte der U.S. Geological Survey für 2007 mittlere Preise ab Werk von 10 USD/t für Sole, 25 USD/t für Steinsalz, 57 USD/t für Salz aus solarer Verdunstung und 150 USD/t für Siedesalz.

Eigenschaften

Natriumchlorid bildet farblose Kristalle, die eine kubische Natriumchlorid-Struktur ausbilden. Sie sind, im Gegensatz zu vielen anderen Kristallen, nicht doppelbrechend. Hierbei ist jeder Natrium- sowie jeder Chlorkern oktaedrisch vom jeweils anderen Kern umgeben. Eine hexagonale Struktur kann in dünner Schicht auf einer Diamantoberfläche erzeugt werden. Es ist sehr gut wasserlöslich, wobei die Löslichkeit nur wenig temperaturabhängig ist.

Entsprechend dem Raoultschen Gesetz kommt es bei wässrigen Lösungen zu einer Dampfdruckerniedrigung gegenüber reinem Wasser. Der Effekt verstärkt sich mit steigender Natriumchloridkonzentration bzw. Temperatur. Die gesättigte Lösung siedet bei 108,7 °C.

Der Quotient aus dem Dampfdruck einer wässrigen Natriumchloridlösung und dem Dampfdruck reinen Wassers ist die relative Gleichgewichtsfeuchte bei der betreffenden Konzentration und Temperatur. Wegen der Dampfdruckerniedrigung ist die relative Gleichgewichtsfeuchte in der Luft über der Lösung geringer als 100 %.

Solange in einer gesättigten Lösung ungelöster Bodensatz vorhanden ist, hält die Lösung ihre Konzentration und damit die Gleichgewichtsfeuchte konstant. Eine solche gesättigte Lösung eignet sich daher beispielsweise zur Erzeugung eines Feuchtefixpunkts zur Kalibrierung von Hygrometern. Wird nämlich die Umgebungsfeuchte über die Gleichgewichtsfeuchte hinaus erhöht, herrscht an der Flüssigkeitsoberfläche Übersättigung und Luftfeuchtigkeit kondensiert, bis die relative Umgebungsfeuchte wieder auf den Gleichgewichtswert gesunken ist. Die damit verbundene Verdünnung der Lösung wird dadurch kompensiert, dass ein Teil des ungelösten Bodensatzes in Lösung geht.

Ist der Feuchtenachschub aus der Umgebungsluft ausreichend groß, kann so schließlich der gesamte Bodensatz aufgezehrt werden. Die relative Gleichgewichtsfeuchte über einer gesättigten Lösung ist daher auch die Deliqueszenzfeuchte bei der betreffenden Temperatur: Ein Natriumchloridkristall zerfließt in Luft mit einer relativen Feuchte über etwa 75 %.

Bei einem Gehalt von 23,4 % Natriumchlorid in wässriger Lösung bildet es ein eutektisches Gemisch. Dieses erstarrt am eutektischen Punkt von −21,3 °C homogen und ohne Entmischung. Diese Lösung wird Kryohydrat genannt. Unterhalb von 0,15 °C wird ein stabiles Dihydrat NaCl·2H₂O gebildet. Das Salz löst sich sehr gut in wässriger Ammoniaklösung. Bei tieferen Temperaturen kann ein Pentaammoniaksolvat NaCl·5NH₃ in Form von farblosen Nadeln ausfallen. Es sind auch Additionsverbindungen mit Harnstoff, Glucose und Sucrose bekannt.

Die wässrige Lösung sowie die Schmelze leiten auf Grund der (elektrolytischen bzw. thermischen) Dissoziation von Natriumchlorid in seine Ionen elektrischen Strom. Die Leitfähigkeit der Schmelze steigt mit der Temperatur. Reines kristallines Natriumchlorid ist dagegen praktisch nicht leitfähig.

Temperaturabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit der Natriumchloridschmelze
Temperatur	in °C	800	850	900	1000	1100
Elektrische Leitfähigkeit σ	in S·m−1	3,58	3,75	3,90	4,17	4,39

Die Standardbildungsenthalpien und Entropien sind in folgender Tabelle gegeben.

Zusammenstellung der wichtigsten thermodynamischen Eigenschaften

Eigenschaft	Typ	Wert [Einheit]	Bemerkungen
Standardbildungsenthalpie	ΔfH0solid ΔfH0liquid ΔfH0gas	−411,12 kJ·mol−1 −385,92 kJ·mol−1 −181,42 kJ·mol−1	als Feststoff als Flüssigkeit als Gas, 1 bar
Entropie	S0solid S0liquid S0gas	72,11 J·mol−1·K−1 95,06 kJ·mol−1 229,79 kJ·mol−1	als Feststoff als Flüssigkeit als Gas, 1 bar
Spezifische Wärmekapazität	cp	0,85 J·g−1·K−1	bei 25 °C
Schmelzenthalpie	ΔfH	520 J·g−1	beim Schmelzpunkt

Verwendung

Als Speisesalz ist Natriumchlorid ein wichtiger Bestandteil der menschlichen Ernährung. Es wird zum Würzen von fast allen Speisen benutzt. Seit der Zeit der Industrialisierung spielt jedoch mengenmäßig die industrielle Verwendung die weitaus größere Rolle. Je nach der Anwendung werden unterschiedliche Zusatzstoffe beigemischt.

Nach der Verwendung wird unterschieden zwischen Industriesalz als Rohstoff der chemischen Industrie, Auftausalz für den winterlichen Straßendienst, Gewerbesalz für die verschiedensten industriellen und gewerblichen Zwecke und Speisesalz zum menschlichen Genuss. Die Anteile dieser Verwendungen sind für Deutschland und die USA in der folgenden Tabelle angegeben:

*weiter differenziert in 7 % (nichtchemische) industrielle, 3 % agrarische Verwendung und 2 % Regeneriersalz

Weblinks

• Website des Verbandes der Kali- und Salzindustrie e.V.

Einzelnachweise

1. ↑ W. T. Barrett, W. E. Wallace: Studies of NaCl-KCl Solid Solutions. I. Heats of Formation, Lattice Spacings, Densities, Schottky Defects and Mutual Solubilities. In: Journal of the American Chemical Society. Band 76, 1954, S. 366–369, doi:10.1021/ja01631a014. 
2. ↑ Eintrag zu SODIUM CHLORIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 28. Dezember 2019.
3. 1 2 3 4 5 6 7 8 Eintrag zu Natriumchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Juli 2015. (JavaScript erforderlich)
4. 1 2 3 Eintrag zu Natriumchlorid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. Oktober 2016.
5. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 G. Westphal, G. Kristen, W. Wegener, P. Ambatiello, H. Geyer, B. Epron, C. Bonal, G. Steinhauser, F. Götzfried: Sodium Chloride, in: Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim 2012; doi:10.1002/14356007.a24_317.pub4.
6. ↑ V.P. Sachanyuk, G.P. Gorgut, V.V. Atuchin, I.D. Olekseyuk, O.V. Parasyuk: The Ag₂S–In₂S₃–Si(Ge)S₂ systems and crystal structure of quaternary sulfides Ag₂In₂Si(Ge)S₆. In: Journal of Alloys and Compounds. Band 452, Nr. 2, S. 348–358, doi:10.1016/j.jallcom.2006.11.043 (angegeben als 1074 K). 
7. ↑ RefractiveIndex.INFO: Refractive index of NaCl (Sodium chloride).
8. ↑ Spektrum Lexikon der Chemie: Natriumchlorid. Abgerufen am 14. Januar 2017.
9. ↑ Werner Gwosdz: Salz-Gemeinschaftsunternehmen esco. Hannover: Bundesanstalt für Geowissenschaften und Rohstoffe, 2002 (Commodity Top News 16).
10. ↑ von Martin Bertau, Armin Müller, Peter Fröhlich, Michael Katzberg, Karl Heinz Büchel, Hans-Heinrich Moretto, Dietmar Werner: Industrielle Anorganische Chemie - Martin Bertau, Armin Müller, Peter Fröhlich, Michael Katzberg, Karl Heinz Büchel, Hans-Heinrich Moretto, Dietmar Werner. John Wiley & Sons, 2013, ISBN 978-3-527-64958-7 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
11. 1 2 U.S. Geological Survey: Mineral Commodity Summaries: Salt.
12. ↑ Kseniya A. Tikhomirova, Christian Tantardini, Ekaterina V. Sukhanova, Zakhar I. Popov, Stanislav A. Evlashin*, Mikhail A. Tarkhov, Vladislav L. Zhdanov, Alexander A. Dudin, Artem R. Oganov, Dmitry G. Kvashnin, Alexander G. Kvashnin: Exotic Two-Dimensional Structure: The First Case of Hexagonal NaCl in J. Phys. Chem. Lett. 11 (2020) 3821–3827, doi:10.1021/acs.jpclett.0c00874.
13. ↑ L. Greenspan: Humidity Fixed Points of Binary Saturated Aqueous Solutions. Journal of Research of the National Bureau of Standards – A. Physics and Chemistry, Vol. 81A, No. 1, 1977 (PDF 8,5 MB)
14. ↑ vergl. meereisportal.de - Phasendiagramm von Meereis
15. 1 2 3 4 5 6 7 Chase, M.W., Jr., NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition, J. Phys. Chem. Ref. Data, Monograph 9, 1998, 1-1951.
16. ↑ Jean-Francois Bergier, J. Grube: Die Geschichte vom Salz. Campus Verlag, 1989, ISBN 3-593-34089-5. 
17. ↑ M. D. Stoneham, E. L. Hill: Variability in post-operative fluid and electrolyte prescription. In: The British Journal of Clinical Practice. Band 51, Nr. 2, März 1997, S. 82–84, PMID 9158250. 
18. ↑ Heinrich Ebel: Der Herbarius communis des Hermannus de Sancto Portu und das Arzneibüchlein des Claus von Metry: Textübertragungen aus den Codices Bibl. Acad. Ms. 674, Erlangen, und Pal. Germ. 215, Heidelberg. Zwei Beiträge zur Erkenntnis des Wesens mittelalterlicher Volksbotanik. (Mathematisch-naturwissenschaftliche Dissertation, Berlin 1939) Würzburg 1940 (= Texte und Untersuchungen zur Geschichte der Naturwissenschaften, 1), S. 57 mit Anmerkung 63.
19. ↑ Jean-Francois Bergier, J. Grube: Die Geschichte vom Salz. Campus Verlag, 1989, ISBN 3-593-34089-5, S. 144 ff. 
20. ↑ John H. Moore, Christopher C. Davis, Michael A. Coplan: Building Scientific Apparatus. 3. Auflage, Westview Press, Boulder,CO 2002, ISBN 0-8133-4006-3, S. 222.
21. ↑ John H. Moore, Christopher C. Davis, Michael A. Coplan: Building Scientific Apparatus. 3. Auflage, Westview Press, Boulder,CO 2002, ISBN 0-8133-4006-3, S. 227.