Ionen und Salze: Zusammenfassung – Chemie Klasse 9

3.1 Atome werden zu Ionen

Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Sie entstehen, wenn Atome Elektronen abgeben oder aufnehmen — meist bis zur Edelgaskonfiguration.

Kationen

Metallatome geben ihre Valenzelektronen ab und werden positiv geladen.

Na → Na⁺ + e⁻

Anionen

Nichtmetallatome nehmen Elektronen auf, bis acht Valenzelektronen erreicht sind.

Cl + e⁻ → Cl⁻

Edelgaskonfiguration

Das Ion hat dieselbe Elektronenhülle wie das nächste Edelgas; der Kern bleibt unverändert.

Na⁺, Mg²⁺, O²⁻: Hülle wie Ne

Ionenladung aus dem PSE

Hauptgruppe I, II, III → +1, +2, +3; Hauptgruppe V, VI, VII → −3, −2, −1.

Al³⁺ · S²⁻ · Br⁻

Ladungszahl von Hauptgruppen-Ionen

Metall: + Hauptgruppennummer · Nichtmetall: −(8 − Hauptgruppennummer)

Namen der Anionen enden auf -id: Chlorid Cl⁻, Bromid Br⁻, Iodid I⁻, Oxid O²⁻, Sulfid S²⁻, Nitrid N³⁻.

Ion ist nicht gleich Atom

Na⁺ hat 11 Protonen, aber nur 10 Elektronen. Die Ladung zeigt den Überschuss — sie steht immer rechts oben: erst Zahl, dann Vorzeichen.

3.2 Die Ionenbindung

Salze entstehen durch Elektronenübertragung von Metall- auf Nichtmetallatome. Die Ionen ziehen sich an und ordnen sich in einem Ionengitter.

Bildung von Natriumchlorid

Natrium gibt je ein Elektron an Chlor ab; die Reaktion ist stark exotherm.

2 Na + Cl₂ → 2 NaCl

Ionengitter

Jedes Ion ist von entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben. Die Anziehung wirkt in alle Richtungen (ungerichtet).

NaCl: Koordinationszahl 6

Verhältnisformel

Die Ladungen gleichen sich aus; die Indizes geben das kleinste Zahlenverhältnis der Ionen an.

Al³⁺ + O²⁻ → Al₂O₃ (kgV 6)

Eigenschaften von Salzen

Hohe Schmelztemperatur, hart und spröde, als Feststoff nicht leitend — leitend in Schmelze und Lösung.

Ladungsträger: bewegliche Ionen

Ionenbindung

Kationen und Anionen ziehen sich elektrostatisch an

Je höher die Ladungen und je kleiner die Ionen, desto stärker die Bindung: MgO schmilzt bei ca. 2800 °C, NaCl bei 801 °C.

Keine Moleküle im Salz

NaCl ist eine Verhältnisformel, kein Molekül. Im Kristall gehört kein Cl⁻ zu einem bestimmten Na⁺.

3.3 Ionen nachweisen

Kationen vieler Metalle erkennt man an der Flammenfärbung, Halogenid-Ionen an einem farbigen Niederschlag mit Silbernitrat.

Flammenfärbung

Probe am ausgeglühten Magnesiastäbchen in die nicht leuchtende Flamme halten.

Li karminrot · Na gelb · K violett

Weitere Flammenfarben

Kalium hinter Cobaltglas betrachten, weil Natrium-Gelb es überstrahlt.

Ca ziegelrot · Sr rot · Ba fahlgrün · Cu grün

Spektroskop

Zerlegt das Flammenlicht in einzelne Linien — jedes Element hat sein eigenes Linienmuster.

Na: gelbe Linie bei 589 nm

Halogenid-Nachweis

Lösung mit verdünnter Salpetersäure ansäuern, dann Silbernitrat-Lösung zugeben.

AgCl weiß · AgBr gelblich-weiß · AgI gelb

Fällungsreaktion

Ag⁺ + X⁻ → AgX↓ (X = Cl, Br, I)

Die Silberhalogenide sind schwer löslich und fallen als Niederschlag aus. Das Ansäuern verhindert Störungen, z. B. durch Carbonat-Ionen.

Mit Referenzen vergleichen

Weiß, gelblich-weiß und gelb sind schwer zu unterscheiden. Sicher wird der Nachweis, wenn man die Probe neben Proben mit bekannten Ionen betrachtet.

Die Regeln, an denen die Punkte hängen

Diese drei Stellen kosten in der Arbeit am häufigsten Punkte.

Ladung richtig schreiben

Mg²⁺ statt Mg⁺² oder Mg2+; bei einfach geladenen Ionen nur das Vorzeichen: Cl⁻. Die Ladung gehört zum Ion, der Index zur Formel.

Ladungsausgleich vor der Formel

Erst beide Ionenladungen aus dem PSE bestimmen, dann über das kleinste gemeinsame Vielfache die Indizes — und am Ende prüfen, ob die Summe der Ladungen 0 ergibt.

Beobachtung und Deutung trennen

„Es bildet sich ein weißer Niederschlag“ ist die Beobachtung, „die Lösung enthält Chlorid-Ionen“ die Deutung. Bei Nachweisen gehören immer beide in die Antwort.