🧻 Kapitel 3.5 – Salze: Gegensätze ziehen sich an

Chemie · Rahmenlehrplan Berlin/Brandenburg · Klasse 7

1. Was sind Salze?

Wenn du Kochsalz auf deine Mahlzeit streust, nimmst du die reinste Form einer riesigen Stoffgruppe: die Salze. Salze sind überall – im Meeresgestein, in deinen Knochen (Calciumphosphat), im Düngemittel, in Waschmitteln und sogar in Feuerwerkskörpern (die bunten Farben!). Chemisch haben alle Salze eines gemeinsam: Sie bestehen aus positiv und negativ geladenen Teilchen – den Ionen.

Salz (chemisch): Ionenverbindung, die aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen besteht, die durch elektrostatische Anziehungskräfte (Ionenbindung) zusammengehalten werden. Salze haben hohe Schmelzpunkte, sind im festen Zustand nicht leitfähig aber in wässriger Lösung elektrisch leitend.

2. Ionen – geladene Atome

Atome sind elektrisch neutral. Sie können aber Elektronen abgeben oder aufnehmen – dann werden sie zu Ionen. Das Bestreben dahinter: Edelgaskonfiguration erreichen!

Ion: Elektrisch geladenes Teilchen, das durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen aus einem neutralen Atom entstanden ist.
Kation (positiv): Atom hat Elektronen abgegeben. Mehr Protonen als Elektronen.
Anion (negativ): Atom hat Elektronen aufgenommen. Mehr Elektronen als Protonen.

Abb. 3.5a: Ionenbildung. Natrium (Gruppe I, 1 Valenzelektron) gibt sein einziges Valenzelektron ab → Na⁺-Kation mit Neon-Konfiguration. Chlor (Gruppe VII, 7 Valenzelektronen) nimmt das abgegebene Elektron auf → Cl⁻-Anion mit Argon-Konfiguration. Beide erreichen stabile Edelgaskonfiguration.

2.1 Ionenbildung und Wertigkeit

Wie viele Elektronen gibt ein Atom ab oder auf? Das hängt von der Gruppenposition im PSE ab:

Gruppe	Valenzelektronen	Tendenz	Ionenladung	Beispiele
I (Alkalimetalle)	1	1 e⁻ abgeben	+1	Na⁺, K⁺, Li⁺
II (Erdalkalimetalle)	2	2 e⁻ abgeben	+2	Ca²⁺, Mg²⁺, Ba²⁺
III	3	3 e⁻ abgeben	+3	Al³⁺, Fe³⁺
VI (Chalkogene)	6	2 e⁻ aufnehmen	–2	O²⁻, S²⁻
VII (Halogene)	7	1 e⁻ aufnehmen	–1	Cl⁻, Br⁻, F⁻, I⁻

🟢 Merkhilfe: Wertigkeit und Formel
Die Summe aller Ionenladungen in einer Formel muss Null ergeben (Salz ist neutral).
Beispiel NaCl: Na⁺ (+1) + Cl⁻ (–1) = 0 ✓
Beispiel CaCl₂: Ca²⁺ (+2) + 2 × Cl⁻ (2×–1 = –2) = 0 ✓
Beispiel Al₂O₃: 2 × Al³⁺ (2×+3 = +6) + 3 × O²⁻ (3×–2 = –6) = 0 ✓

3. Die Ionenbindung – elektrostatische Anziehung

Was hält die Ionen zusammen? Die elektrostatische Anziehungskraft (Coulombkraft): entgegengesetzt geladene Teilchen ziehen sich an. Je stärker die Ladungen und je näher die Ionen beieinander, desto stärker die Anziehung.

Ionenbindung: Elektrostatische Anziehungskraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen (Kationen und Anionen). Tritt auf wenn Metalle mit Nichtmetallen reagieren. Die Ionen ordnen sich im dreidimensionalen Ionenkristallgitter an, bei dem jedes Ion von mehreren Ionen entgegengesetzter Ladung umgeben ist.

Abb. 3.5b: Vereinfachtes NaCl-Ionenkristallgitter. Na⁺-Ionen (orange) und Cl⁻-Ionen (grün) wechseln sich in allen drei Raumrichtungen ab. Jedes Ion ist von 6 Ionen entgegengesetzter Ladung umgeben. Die regelmäßige Anordnung erklärt die charakteristische Würfelform von Kochsalzkristallen.

3.1 Eigenschaften von Salzen (durch Ionenbindung erklärt)

Eigenschaft	Beobachtung	Erklärung durch Ionenbindung
Hohe Schmelzpunkte	NaCl: 801°C; CaCl₂: 772°C; MgO: 2852°C	Starke elektrostatische Kräfte zwischen Ionen müssen überwunden werden → viel Energie nötig
Sprödigkeit	Salzkristalle zerbrechen beim Hämmern	Verschiebung der Ionen → gleich geladene Ionen neben einander → starke Abstoßung → Kristall bricht
Im Feststoff nicht leitfähig	Festes NaCl leitet keinen Strom	Ionen sind im Gitter fixiert und können sich nicht frei bewegen
In Lösung leitfähig	NaCl-Lösung leitet Strom	Im Wasser trennen sich Ionen (Dissoziation) → freie, bewegliche Ionen → Stromleitung
In Schmelze leitfähig	Geschmolzenes NaCl leitet Strom	Im flüssigen Zustand: Ionen frei beweglich → Stromleitung
Lösen in Wasser	NaCl löst sich gut; BaSO₄ kaum	Hydratationsenergie (Dipol-Ion) vs. Gitterenergie → löslich wenn Hydratation überwiegt

🔬 Experiment: Leitfähigkeit von Salzlösungen

Aufbau: Leitfähigkeitsprüfer (Lämpchen + Batterie + zwei Elektroden), Bechergläser

1Destilliertes Wasser testen → Lämpchen leuchtet nicht (kein Strom)

2Kochsalz-Lösung (NaCl in Wasser) → Lämpchen leuchtet hell

3Festes NaCl (trockenes Salz) direkt testen → Lämpchen leuchtet nicht

4Zuckerlösung (Glucose) → Lämpchen leuchtet nicht (Zucker = Molekülverbindung, keine Ionen)

Schluss: Ionenverbindungen leiten Strom nur wenn die Ionen frei beweglich sind (in Lösung oder Schmelze). Molekülverbindungen wie Zucker leiten grundsätzlich nicht, weil keine Ionen gebildet werden.

4. Salzbildungsreaktionen

Salze entstehen auf verschiedene Wege. Die direkteste: Metall reagiert direkt mit Nichtmetall.

Reaktion	Gleichung	Salz
Natrium + Chlor	2 Na + Cl₂ → 2 NaCl	Natriumchlorid (Kochsalz)
Calcium + Chlor	Ca + Cl₂ → CaCl₂	Calciumchlorid (Streusalz)
Magnesium + Sauerstoff	2 Mg + O₂ → 2 MgO	Magnesiumoxid
Eisen + Schwefel	Fe + S → FeS	Eisensulfid
Aluminium + Sauerstoff	4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃	Aluminiumoxid (Korund)

Weitere wichtige Wege zur Salzbildung (werden in Kapitel 3.8 vertieft): Säure + Base → Salz + Wasser (Neutralisation) und Säure + Metall → Salz + Wasserstoff.

4.1 Benennung von Salzen

Salze werden benannt nach dem Metall (Kation) + dem Nichtmetall (Anion) mit der Endung -id (bei einatomigen Anionen) oder -at/-it (bei mehratomigen Anionen):

NaCl = Natriumchlorid (Na⁺ + Cl⁻)
CaCl₂ = Calciumchlorid (Ca²⁺ + 2 Cl⁻)
MgO = Magnesiumoxid (Mg²⁺ + O²⁻)
K₂S = Kaliumsulfid (2 K⁺ + S²⁻)
Na₂SO₄ = Natriumsulfat (2 Na⁺ + SO₄²⁻)
Ca(NO₃)₂ = Calciumnitrat (Ca²⁺ + 2 NO₃⁻)

5. Löslichkeit von Salzen

Nicht alle Salze lösen sich gleich gut in Wasser. Die Löslichkeit gibt an wie viel Gramm eines Salzes sich in 100 g Wasser bei 20°C lösen.

Salz	Formel	Löslichkeit (g/100g H₂O, 20°C)	Verwendung
Kochsalz	NaCl	35,9 g (gut löslich)	Kochen, Konservierung, Chemie
Calciumchlorid	CaCl₂	74,5 g (sehr gut)	Streusalz, Trockenmittel
Natriumsulfat	Na₂SO₄	19,5 g (gut)	Glas, Waschmittel
Calciumcarbonat	CaCO₃	0,0013 g (sehr schlecht)	Kalk, Marmor, Kreide
Bariumsulfat	BaSO₄	0,0002 g (fast unlöslich)	Röntgenkontrastmittel
Silberchlorid	AgCl	0,0002 g (fast unlöslich)	Nachweis für Chlorid-Ionen

ℹ️ Flammenfärbungen – Salze in der Pyrotechnik
Wenn Salze in eine Flamme gehalten werden, färben sie sie charakteristisch: Natrium (Na⁺): gelb-orange. Kalium (K⁺): violett. Calcium (Ca²⁺): ziegelrot. Strontium (Sr²⁺): karminrot. Barium (Ba²⁺): gelbgrün. Kupfer (Cu²⁺): grün. Diese Eigenschaft wird bei Feuerwerken genutzt und ist auch eine einfache Nachweismethode für Metalle (Flammenfärbungstest).

6. Übungen und Tests

🔗 Zuordnung: Ion und seine Eigenschaft

Klicke erst links, dann rechts zum Zuordnen.

Na⁺ (Natriumion)

Cl⁻ (Chloridion)

Ca²⁺ (Calciumion)

O²⁻ (Oxidion)

Ionenbindung

Dissoziation

Gitterenergie

Ionenkristallgitter

Trennung der Ionen beim Lösen in Wasser; freie Ionen → Leitfähigkeit

Anion; Sauerstoff nimmt 2 e⁻ auf; in Metalloxiden

Regelmäßige 3D-Anordnung von Kationen und Anionen

Kation; Natrium gibt 1 e⁻ ab; Flammenfärbung: gelb-orange

Anion; Chlor nimmt 1 e⁻ auf; 17p, 18e; Ar-Konfiguration

Kation; Gruppe II gibt 2 e⁻ ab; in Knochen und Marmor

Elektrostatische Anziehung Kation↔Anion; Metall+Nichtmetall

Energie die zum Trennen des Ionengitters benötigt wird

🔄 Sortieren: Bildung von Kochsalz (NaCl) aus den Elementen

Ziehe die Felder in die richtige Reihenfolge.

Na-Atom: 11 Protonen, 11 Elektronen, 1 Valenzelektron (Gruppe I)
Elektrostatische Anziehung zwischen Na⁺ und Cl⁻
Cl-Atom: 17 Protonen, 17 Elektronen, 7 Valenzelektronen (Gruppe VII)
NaCl entsteht: 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl
Na gibt sein 1 Valenzelektron ab → Na⁺ (Ne-Konfiguration, positiv)
Weißes, kristallines Pulver mit Würfelstruktur
Ionen ordnen sich im Ionenkristallgitter an
Cl nimmt das Elektron auf → Cl⁻ (Ar-Konfiguration, negativ)

✅✗ Wahr oder Falsch: Salze

Das Fluoridion (F⁻) hat mehr Elektronen als Protonen.

Alle Salze sind gut in Wasser löslich.

Die Formel für Natriumoxid lautet Na₂O.

Festes Kochsalz leitet elektrischen Strom gut.

Kaliumchlorid (KCl) hat eine ähnliche Kristallstruktur wie NaCl.

Beim Lösen von CaCl₂ entstehen Ca⁺ und Cl⁻-Ionen.

⏰ Countdown-Quiz: Ionen und Salze (25 Sek./Frage)

🕑 Flashcards: Salze und Ionen

Klicke auf die Karte zum Umdrehen.

Fehler finden: 4 Fehler im Salze-Text

Klicke auf die unterstrichenen Stellen um zu prüfen ob es ein Fehler ist.

Natrium bildet das Ion Na²⁺ weil es 2 Valenzelektronen hat. Beim Lösen von NaCl in Wasser entsteht keine elektrische Leitfähigkeit, weil die Ionen im Gitter gebunden bleiben. Die Formel für Calciumoxid lautet CaO₂. Salze haben im Allgemeinen sehr niedrige Schmelzpunkte weil die Ionenbindung schwach ist.

Fehler: „Na²⁺ / 2 Valenzelektronen“ → Na⁺ / 1 Valenzelektron (Gruppe I)
Natrium steht in Gruppe I und hat NUR 1 Valenzelektron → gibt 1 e⁻ ab → Na⁺ (+1). Na²⁺ würde bedeuten 2 e⁻ abgegeben, was Natrium nicht tut (käme dann nicht mehr in Neon-Konfiguration).

Fehler: „keine Leitfähigkeit / Ionen gebunden“ → Gute Leitfähigkeit weil Ionen in Lösung frei beweglich sind
In Wasser gelöstes NaCl leitet Strom SEHR GUT! Die Ionen trennen sich (Dissoziation): NaCl → Na⁺ + Cl⁻. Diese freien Ionen transportieren Ladung → Stromleitung. Im FESTEN Salz: keine Leitfähigkeit (Ionen fixiert).

Fehler: „CaO₂“ → CaO (Calciumoxid)
Ca²⁺ (+2) + O²⁻ (–2) = 0 → Formel CaO (1:1). CaO₂ wäre Calciumperoxid (mit O₂²⁻-Peroxidion) – eine andere Verbindung. Kreuzregel: Ca²O² → Ca₁O₁ = CaO.

Fehler: „sehr niedrige Schmelzpunkte / Ionenbindung schwach“ → sehr HOHE Schmelzpunkte / Ionenbindung stark
Salze haben typischerweise HOHE Schmelzpunkte: NaCl 801°C, MgO 2852°C. Die starke elektrostatische Anziehung zwischen Ionen erfordert viel Energie zum Aufbrechen. Das ist ein Unterschied zu Molekülverbindungen (z.B. H₂O: 0°C).

🤔 Gedankenexperiment

Warum ist Meerwasser salzig? Erkläre den chemischen Grund und sage, warum das Salz im Meer bleibt und nicht "weggespült" wird.

Meerwasser enthält gelöste Salze (hauptsächlich NaCl ~3,5%, aber auch MgCl₂, Na₂SO₄, CaCl₂, KCl). Ursprung: Regen löst mineralische Salze aus Gesteinen (Verwitterung). Flüsse tragen diese Ionen ins Meer. Durch Verdunstung (nur H₂O verdunstet, nicht die Ionen!) reichern sich die Ionen an. Seit Milliarden Jahren: Ozeanwasser wird immer salziger (obwohl heute ein Gleichgewicht durch Salzablagerungen am Meeresboden). "Wegspülen" nicht möglich: Salze sind in Ionen getrennt → kein Stoff der abfließen könnte. Regenwasser nimmt erneut Salze aus Gesteinen auf → immer mehr Ionen im Meer. Toter Meeres-Extrem: ~340 g/L (10× normales Meerwasser, weil viel Verdunstung, kein Abfluss).

ch35ft

1. Erkläre schrittweise wie Natriumchlorid (NaCl) aus seinen Elementen entsteht. Gehe auf die Elektronenübertragung und die Ionenbildung ein. Schreibe die ausgeglichene Reaktionsgleichung. (5 Punkte)

Maximalpunktzahl: 5 Punkte

✎ Musterlösung: Na (Gruppe I, 1 VE) gibt 1 Elektron ab → Na⁺ (Ne-Konfiguration). Cl (Gruppe VII, 7 VE) nimmt 1 Elektron auf → Cl⁻ (Ar-Konfiguration). Elektrostatische Anziehung zwischen Na⁺ und Cl⁻ → Ionenbindung → NaCl-Gitter. Reaktionsgleichung: 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl. Prüfung: 2 Na, 2 Cl beiderseits ✓. NaCl: neutral (+1 + –1 = 0) ✓.

📋 Mini-Klausur: Salze

Gesamtpunktzahl: 16 Punkte

Aufgabe 1 /5 Punkte

Erkläre den Unterschied zwischen Kation und Anion. Nenne je drei Beispiele. (4 Punkte)

Aufgabe 2 /6 Punkte

Stelle die Formel für folgende Salze auf und überprüfe jeweils: (a) Kaliumiodid, (b) Magnesiumsulfid, (c) Aluminiumoxid. (6 Punkte)

Aufgabe 3 /5 Punkte

Warum leitet eine Kochsalzlösung Strom, aber eine Zuckerlösung nicht? (4 Punkte)

📝 Lückentext: Salze und Ionen

Positiv geladene Ionen heißen und negativ geladene . Natrium gibt Elektron ab und bildet das Ion . In einer Salzformel muss die Summe aller Ionenladungen ergeben. Das Lösen von Salzen in Wasser nennt man . Die Flammenfärbung von Natrium ist -orange.