Hart, spröde, hochschmelzend
Alle typischen Salzeigenschaften folgen aus dem Ionengitter.
- Schmelztemperatur:hoch, z. B. Natriumchlorid 801 °C — jedes Ion wird von vielen Gegenionen festgehalten.
- Härte:Salzkristalle lassen sich kaum ritzen; die Anziehung wirkt im ganzen Gitter.
- Sprödigkeit:ein Schlag verschiebt Ionenschichten, gleich geladene Ionen liegen sich gegenüber, stoßen sich ab — der Kristall bricht.
- Spaltflächen:Salzkristalle brechen entlang glatter, ebener Flächen des Gitters.
- Löslichkeit:viele Salze lösen sich in Wasser; Wasserteilchen umhüllen die Ionen und lösen sie aus dem Gitter.
Salze sind hart, spröde und haben hohe Schmelztemperaturen — Ursache ist die starke, ungerichtete Anziehung im Ionengitter.
Strom nur mit beweglichen Ionen
Elektrischer Strom braucht Ladungsträger, die wandern können.
- Feststoff:Ionen sitzen fest auf ihren Gitterplätzen — keine elektrische Leitfähigkeit.
- Schmelze:das Gitter bricht zusammen, die Ionen werden beweglich — die Schmelze leitet.
- Lösung:gelöste Ionen sind frei beweglich — die Salzlösung leitet.
- Wanderung:Kationen wandern zum Minuspol, Anionen zum Pluspol.
Wähle einen Versuch mit Kaliumchlorid, lege dich erst auf eine Vorhersage fest und drücke dann „Prüfen“ — das Teilchenmodell zeigt dir, was passiert.
Halte fest: Dieselben Ionen leiten nur, wenn sie sich bewegen können — in der Schmelze und in der Lösung, nie im festen Kristall.
Leitfähigkeit: Salzschmelzen und Salzlösungen leiten den elektrischen Strom, feste Salze nicht.
Allgemeine Hinweise
Ionen, keine Elektronen
In Salzschmelzen und -lösungen tragen wandernde Ionen den Strom — nicht freie Elektronen wie im Metalldraht.
Pole zuordnen
Gegensätze ziehen sich an: Kationen (+) zum Minuspol, Anionen (−) zum Pluspol.
Spröde heißt nicht weich
Salzkristalle sind hart, aber nicht verformbar: Sie zerspringen, statt sich zu verbiegen wie ein Metall.