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Ionenbindungen

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Chemie

Bindungen sind die Grundlage für alle Moleküle die wir kennen. Es lagern sich Atome aneinander, die daraus Vorteile im Bezug auf ihre Stabilität gewinnen. Deshalb assoziieren wir mit einer Bindung auch etwas Starkes und Befestigtes. Die Ionenbindung schafft diese Art von Stabilität, indem zwischen Metallen und Nichtmetallen Elektronen ausgetauscht werden.

Nur warum und vor allem wie ist ein Element in dieser Verbindung denn stabiler als die Elemente selber?

Das Ziel einer chemischen Bindung

Aus der Praxis heraus ist bekannt, dass Edelgase (Elemente der 8.Hauptgruppe) besonders Reaktionsträge sind. Sie sind mit ihrer aktuellen Situation bzw. Ausstattung mit Valenzelektronen stabil und müssen keine Bindung eingehen um einen Vorteil zu erhalten. Grund dafür ist die Oktettregel beziehungsweise für die 1.Periode die gültige Duettregel. Nach diesen Regeln strebt jedes Element einen Zustand an, in welchem seine äußerste Elektronenschale (Valenzelektronenschale) mit 8 Elektronen (2 Elektronen in der Duettregel) besetzt ist und damit einer Edelgaskonfiguration entspricht.

Da nur die Hauptgruppe der Edelgase diese Konfiguration bereits erreicht hat, sind alle anderen Elemente reaktionsfreudiger. Außerdem lässt sich eine Tendenz aufzeigen in der Elemente umso reaktionsfreudiger sind, desto näher sie am Edelgaszustand liegen. Elemente der 1. und 7. Hauptgruppe, die nur ein Elektron mehr oder weniger als der nächstgelegene Edelgaszustand haben, sind teilweise extrem leicht zu entzünden oder zu anderen Reaktionen zu bringen.

Betrachtest du zum Beispiel NaCl ist zu erkennen, dass das Natrium in der ersten Hauptgruppe und das Chlor als Halogen in der 7. Hauptgruppe steht. (Abbildung 1) Sie ergänzen sich also perfekt, da das Natrium ein Elektron zu viel hat, um in einen Edelgaszustand zu kommen und das Chlor dieses sehr gerne aufnimmt, um ebenfalls in einen Edelgaszustand zu gelangen. Beide Elemente sind in der Verbindung nun stabiler, als sie es vorher waren.

Die Edelgaszustände der Elemente werden durch den Vergleich mit den richtigen Edelgasen beschrieben.In der Verbindung NaCl gibt das Natrium ein Elektron ab und hat anschließend eine Valenzelektronenschale wie es das Neon aufweist. Daher wird der Zustand als [Ne] bezeichnet.Ähnlich ist es bei dem Chlorid welches durch die Aufnahme eines Elektrons eine Valenzelektronenschale aufweist, wie es das Argon tut. Das Chlorid hat nun also die [Ar] Konfiguration erreicht.

Periodensystem der Elemente mit Hervorhebung (Rot: Edelgase; Blau: NaCl) StudySmarterAbbildung 1: Periodensystem der Elemente mit Hervorhebung (Rot: Edelgase; Blau: NaCl)Quelle: https://de.wikipedia.org/wiki/Periodensystem#/media/Datei:Periodensystem_Einfach.svg

Die Ionenbindung im Vergleich

Ionenbindungen bestehen aus Ionen, die mittels eines Dipols die Kräfte für den Zusammenhalt aufbringen. Dabei werden Anionen und Kationen in charakteristischen Gittern gebildet.

Du weißt nun warum Elemente sich in Verbindungen begeben, aber was noch fehlt sind die Arten wie sie sich verbinden können. Bevor du nun aber in die Ionenbindungen eintauchst, ist es wichtig dass du sie in den Kontext der Bindungen einordnen kannst.

Dazu gibt es unterschiedlichste Möglichkeiten, um die existierenden Bindungsarten zusammen zu fassen. Ein Überblick, getrennt nach Bindungen die innerhalb (intermolekular) und außerhalb (intramolekular) des Moleküls wirken, ist hier einmal zusammen getragen.

Intermolekulare Wechselwirkungen (außerhalb des Moleküls)

Diese Bindungen werden meist auch als die schwächeren Kräfte bezeichnet, denn unter Bindungen versteht man allgemein starke Wechselwirkungen. Alle anderen werden eher als Wechselwirkungen bezeichnet. Diese Zuordnung stimmt grundlegend auch beachte nur, dass die intermolekularen Kräfte meist mehrfach und in gebündelten Formen auftreten. In ihrer Summe sind sie also trotzdem wichtige Kräfte und bewirken den Zusammenhalt vieler für das Leben wichtiger Bindungen.

Du könntest also sagen: Intermolekulare Kräfte < Intramolekulare Kräfte

Aber: Viele Intermolekulare Kräfte ≙ Intramolekulare Kräfte

Die schwächsten dieser Kräfte sind die Dipol-Dipol-Kräfte und die Londonschen Dispersionskräfte.

Wasserstoffbrückenbindungen hingegen stellen die stärksten intermolekularen Bindungen dar. Sie alle gehören aber zu den Van-der-Waals Kräften, auch wenn die Wasserstoffbrückenbindungen aufgrund ihrer Stärke meist einzeln aufgeführt werden.

Ion-Dipol-Kräfte sind vom Prinzip sehr ähnlich zu den Dipol-Dipol Kräften. Diese Wechselwirkungen bestehen zwischen Ionen und der Ladung eines polaren Moleküls. Sie werden aber unter anderem von den Van-der-Waals Kräften unterschieden, weil sie um einiges stärker sind, als die anderen Dipol Wechselwirkungen, aber nicht mit den Wasserstoffbrückenbindungen konkurrieren können. (Abbildung 2)

Anorganische Chemie Vergleichende Darstellung der intermolekularen Kräfte StudySmarterAbbildung 2: Vergleichende Darstellung der intermolekularen Kräfte

Intramolekulare Bindungen (innerhalb des Moleküls)

Als tatsächliche Bindungen werden intramolekulare Bindungen bezeichnet, da sie um ein vielfaches stärker sind als intermolekulare Wechselwirkungen. Liegen intramolekulare Bindungen vor, überdecken sie zumeist die Kräfte anderer Wechselwirkungen. Dabei werden vier Bindungen unterschieden: Kovalente Bindungen, metallische Bindungen, Komplexbindungen und Ionenbindungen.

Die meisten Substanzen die wir aus dem Alltag kennen haben einen niedrigen Schmelzpunkt, sind oft in ihrer festen Form biegsam oder verflüchtigen sich schnell. Diese Moleküle werden durch das Modell der kovalenten Bindung beschrieben. Dabei teilen sich zwei Elemente 1-3 Elektronenpaare, die sich dann zwischen diesen beiden Atomkernen aufhalten. (Abbildung 3) Sie können unpolar oder polar sein.

Anorganische Chemie Kovalente Bindungen mit 1-3 gemeinsamen Elektronenpaaren StudySmarterAbbildung 3: Kovalente Bindungen mit 1-3 gemeinsamen Elektronenpaaren

Bindungen zwischen zwei Metallen werden metallische Bindungen genannt. Metalle haben vorwiegend niedrigere Elektronegativitäten, was dazu führt, dass sie ihre Valenzelektronen nicht so stark an sich binden, wie andere Elemente. Die Valenzelektronen können sich so über die gesamte Metallverbindung hinweg bewegen. (Abbildung 4) Das führt dazu dass positiv geladene Metall Kationen vorliegen, die sich gegenseitig anziehen und frei bewegliche Elektronen, die ebenfalls Anziehungskräfte ausbilden. So entstehen die Eigenschaften der Metallbindungen wie Stabilität und Leitfähigkeit.

Anorganische Chemie Schematische Darstellung eines Metallgitters StudySmarterAbbildung 4: Schematische Darstellung eines MetallgittersQuelle:

daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/metalle/archiv/metalle.htm

Als dritte der vier intramolekularen Bindungen werden die Komplexbindungen betrachtet. Sie beinhalten ebenfalls ein Metallion, welches aber von mehreren Liganden umgeben ist. Vor allem in der Biologie spielen diese eine wichtige Rolle, da sie Komplexe wir Chlorophyll oder Hämoglobin (Abbildung 5) bilden, die für das Leben essentiell sind.

Anorgansiche Chemie Strukturformel des Hämoglobin StudySmarterAbbildung 5: Strukturformel des HämoglobinQuelle:

researchgate.net/figure/Abb-1-Fe-Protoporphyrin-IX-Haem-b-Das-Eisenatom-ist-im-Porphyrin-Komplex-koordiniert_fig5_277073483

Und als letzte chemische Bindung wird noch die Ionenbindungen betrachtet. Die Bindungsart, welche aus zwei Ionen mit Kationen- und Anionen-Charakter besteht.

  • Sie bilden harte und spröde Verbindungen aus

  • Die Verbindungen liegen als Kristalle mit typischen Strukturen vor

  • Sie haben hohe Schmelztemperaturen

  • Sie lösen sich in polaren Lösungsmitteln

  • Sie leiten elektrischen Strom sowohl in geschmolzener, als auch in gelöster Form

Als eine Faustregel kannst du dir merken, dass Ionenbindungen entstehen, wenn der Unterschied der Elektronegativitäten mindesten 1,7 beträgt. Ist die Differenz niedriger, so handelt es sich wahrscheinlich um kovalente Bindungen. Allerdings sind das nur Faustregeln und es gibt wie immer Ausnahmen.

Bestandteile einer Ionenbindung

Zum Einstieg in das Thema Ionenbindungen, stell dir nochmal genau vor, welche Partner eigentlich eine Ionenbindung eingehen.

Auf der einen Seite hast du das Atom, welches das Kation bildet. Das bedeutet, das Atom gibt in der Verbindung seine Valenzelektronen ab und wird positiv geladen. Das geht nur, wenn das Atom eine geringere Elektronegativität als der Bindungspartner hat. Daher werden diese Ionen auch als das Ionen mit “metallischem Charakter” bezeichnet. Diese Bezeichnung trifft auch insofern zu, als dass diese Ionen meistens Metalle sind. Und egal welche Metalle, sie alle weisen im Durchschnitt eine geringere Elektronegativität auf, als die Elemente die keine Metalle sind.

Alle Elemente der Hauptgruppen gehen Ionenbindungen ein, außer die Edelgase, da sie bereits eine stabile Valenzelektronenkonfiguration erreicht haben. Außerdem gehen Elemente der Nebengruppen nur selten Ionenbindungen ein, sondern eher kovalente Bindungen

Und eben diese Elemente mit höheren Elektronegativitäten stellen dann die Atome dar, welche in einer Ionenverbindung die Valenzelektronen ihres Bindungspartners aufnehmen und negativ geladen werden. Sie bilden die Anionen, die dann als Ionen mit “nichtmetallischem Charakter” bezeichnet werden.

ValenzelektronenElektronegativitätCharakterElementeBeispiele
KationGibt sie ab (Donator)GeringerMetallischOft MetalleFe, Cu, Na
AnionNimmt sie auf(Akzeptor)HöherNichtmetallischOft NichtmetalleO, C, Cl

Warum Ionenbindungen stabil sind

Trifft also ein Atom (mit niedriger Elektronegativität) das potentiell ein Kation werden kann auf ein Atom (mit hoher Elektronegativität) das potentiell ein Anion wird, dann können diese Atome durch den Austausch ihrer Valenzelektronen eine “salzartige Verbindung” ausbilden. Das Ziel beider Atome ist wie zu Beginn beschrieben, eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen, weshalb sie überhaupt diesen Elektronenaustausch eingehen. (Abbildung 6)

Anorganische Chemie Ausbildung einer Ionenbindung zwischen Natrium und Chlorid StudySmarterAbbildung 6: Ausbildung einer Ionenbindung zwischen Natrium und ChloridQuelle: https://www.tec-science.com/de/chemie/bindungsarten/ionenbindung/

Salzartig bedeutet dabei, dass sie Feststoffe bilden, die hart und spröde sind, hohe Schmelztemperaturen haben und typische Kristallstrukturen ausbilden.

Ein Beispiel für die Kristallstruktur ist in Abbildung 6 abgebildet. Dort kannst du erkennen, dass im besten Fall jedes Kation näher an einem Anion liegt, als an einem weiteren Kation. Und auch jedes Anion liegt näher an Kationen als an anderen Anionen. Diese Struktur wird auch Ionengitter genannt. Dadurch ergeben sich stärkere Anziehungs- als Abstoßungskräfte und die Kristallstruktur hält zusammen.

Ionenbindungen beruhen also auf den elektrostatischen Wechselwirkungen, die durch die entgegengesetzt geladenen Ionen entstehen. Allerdings spielen neben diesen Kräften auch die Ionenradien eine essentielle Rolle, vor allem im Aufbau der Kristallstrukturen beziehungsweise Ionengitter.

Ionenradien

Die Radien von Atomen hängen ganz stark von der Anzahl der Teilchen ab, aus denen sie bestehen. Hat ein Atom weitaus mehr Protonen und Elektronen als ein Anderes, kannst du davon ausgehen, dass es einen größeren Radius hat. Grundlage hierfür stellt einmal mehr das Periodensystem der Elemente dar. Damit kannst du zwei wichtige Aussagen treffen.

Zum einen nehmen die Radien der Atome innerhalb einer Periode von rechts, nach links zu und zum anderen nehmen sie innerhalb einer Gruppe zu. (Abbildung 7) Dieses Prinzip bleibt auch bei den Ionen der einzelnen Elemente erhalten.

Anorganische Chemie Darstellung der Ionenradien im  Periodensystem der Elemente StudySmarterAbbildung 7: Darstellung der Ionenradien im Periodensystem der ElementeErstellt nach:

Bilden sich die Ionen eines Elements, werden auch die Radien verändert. Kationen verringern dabei immer ihre Radien und Anionen vergrößern ihre Radien im Vergleich zum ungeladenen Element. Und umso negativer oder positiver das Ion wird, desto stärker fällt der Effekt aus. Wichtig ist aber, auch wenn es mittlerweile verschiedene Möglichkeiten gibt um diese Radien zu bestimmen, so ist man sich doch nicht einig welche Herangehensweise nun wirklich die korrekten Radien angibt.

Vergegenwärtige dir nochmal, dass der Radius eines Ions nicht so einfach und klar zu bestimmen ist. Elektronen befinden sich in einem nicht eindeutig begrenzten Raum um den Kern des Atoms herum. In diesem Raum haben sie zwar höhere und niedrigere Wahrscheinlichkeiten für ihren Aufenthalt, aber sie könnten überall vorliegen. Deshalb gibt es auch unterschiedliche Angaben der Radien zum Beispiel nach den Wissenschaftlern Goldschmidt, Pauling oder Zachariassen.

Trotzdem ist es möglich den Radius eines Ions innerhalb eines Ionengitters zu messen. Dabei wird zuerst der Abstand zwischen den Kernen der Ionen berechnet. Es werden also die Radien beider Ionen zusammen gerechnet. Um nun zu bestimmen, wo genau die Grenze dieser beiden Radien vorliegt, wird die Elektronendichteverteilung genutzt.

Dabei wird bestimmt, in welchem Bereich zwischen den beiden Atomkernen, viele Elektronen und wo weniger Elektronen vorliegen beziehungsweise wo sie häufiger auftreten. Dabei liegt nahe der Kerne immer eine hohe Dichte vor und desto weiter man sich entfernt, umso geringer wird sie. (Anziehungskraft des positiven Kerns) Mittels einer topografischen Karte (Abbildung 8a) wird das Minimum der Elektronendichte ermittelt und an dieser Stelle werden die Ionen dann voneinander getrennt. Der Ionenradius wurde bestimmt. (Abbildung 8b)

Anorganische Chemie Trennung von Ionenradien mittels topografischer Karte StudySmarter

Abbildung 8: Trennung von Ionenradien mittels topografischer Karte

Ionengitter

Diese Radien sind nun extrem wichtig um den Aufbau eines Ionengitters und damit einer Ionenbindung zu verstehen. Die Anionen sind wie bereits erwähnt um ein Vielfaches größer als die Kationen. Deshalb liegt der Fokus bei den Gittern auch auf den Anionen. Die Kationen hingegen füllen in Ihrer Anordnung meist nur die Lücken zwischen den Anionen aus.

Die Anordnung der Ionen strebt grundlegend immer die Packung an, welche besonders eng ist. So wird sichergestellt, dass die höchst möglichen Anziehungskräfte zwischen den Ionen vorliegen. Im Zuge dessen werden zuerst die Anionen in einem sogenannten “Untergitter” angelegt und anschließend werden die Kationen je nach Größe in den entstandenen Lücken angeordnet.

Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Ionen nehmen mit der Entfernung zwischen Ihnen ab. Deshalb ist eine solch enge Packung besonders effizient. Näheres dazu kommt bei der “dichtesten Kugelpackung”.

Wie genau sich nun unzählige Atome in eine möglichst platzsparende Form begeben ist ein wirklich umfangreiches Thema. Starte also erst einmal mit den den unzähligen Atomen.

Die Elementarzelle

Die Anordnung der Atome folgt gewissen Gesetzmäßigkeiten. Dabei dienen vor allem geometrische Modelle als Vorlage, die sich innerhalb des Ionengitters wiederholen. Die Elementarzelle ist dabei ein kleiner, meist sogar der kleinste Ausschnitt eines Ionengitters, der dieses geometrische Modell beschreibt. (Abbildung 9) Diese Elementarzelle kannst du dann wie Bausteine aneinander reihen und erhältst das gesamte Ionengitter.

Anorganische Chemie Elementarzelle in kubischer Form StudySmarterAbbildung 9: Elementarzelle in kubischer FormQuelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Die dichteste Kugelpackung

Stell dir einmal vor du hast eine bestimmte Menge von Murmeln, oder Tischtennisbällen, die alle gleich groß sind und vor dir auf dem Tisch liegen. Die Aufgabe ist nun, die Kugeln so anzuordnen, dass möglichst viele von ihnen in eine bestimmte Fläche passen.

Dein erster Gedanke wird eventuell der linearen Anordnung in Abbildung 11a ähneln und ist schon nicht schlecht. Allerdings hast du immer noch große Lücken zwischen den Kugeln, die vermieden werden können. Abbildung 11b zeigt dir einen ersten Trick um etwas Platz mittels einer einfachen Verschiebung einzusparen und wie diese Anordnung dann weitergeführt werden könnte, um noch mehr Schichten zu nutzen. (Abbildung 11c)

Anorgansiche Chemie Überlegung zur dichtesten Kugelpackung mit a) einfacher Anordnung b) versetzter Anordnung und c) Erweiterung der versetzten Anordnung StudySmarterAbbildung 11: Überlegung zur dichtesten Kugelpackung mit a) einfacher Anordnung b) versetzter Anordnung und c) Erweiterung der versetzten AnordnungQuelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Der nächste Schritt wäre nun zu überlegen, wie die Packung nicht nur in einer Fläche, sondern in einem Raum besonders platzsparend sein könnte. Überleg dir dazu einfach mal, wie du eine identische Anordnung von Kugeln, auf die Abbildung 11b legen könntest. (Abbildung 12)

Anorgansiche Chemie Drei dimensionale Überlegung zur dichtesten Kugelpackung mit a) zwei Schichten und b) drei Schichten StudySmarterAbbildung 12: Drei dimensionale Überlegung zur dichtesten Kugelpackung mit a) zwei Schichten und b) drei SchichtenQuelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Erneut kannst du viel Platz sparen, indem du die Anordnung der “Kugelplatten” um etwas verschiebst. So liegen die Kugeln erneut in Lücken zwischen den Nachbarkugeln. Das Ziel ist also immer die Lücken so klein wie mögliche zu halten.

Aus dieser Überlegung heraus kannst du nun eine erste Elementarzelle für die Umgebung einer Kugel erstellen. Die kleinste geometrische Form für solch eine Zelle würde dann nach dem Kugelmuster 7x3x7, oder 3x7x3 aufgesetzt werden können. Diese Form wird auch “hexagonal dichteste Packung” genannt. (Abbildung 13)

Anorganische Chemie Hexagonale Variante der dichtesten Kugelpackung StudySmarterAbbildung 13: Hexagonale Variante der dichtesten KugelpackungQuelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Allerdings hast du im Absatz Elementarzelle bereits gesehen, dass eine Standardmäßige Elementarzelle ein kubische Form hat. (Abbildung 10) Was kann also noch verbessert werden? Betrachtest du einmal die hexagonale Packung aus einem anderen Winkel (Abbildung 14a) und bedenkst, dass um sie herum natürlich noch weitere Kugeln liegen, kannst du sie in zwei kubische Elementarzellen unterteilen. (Abbildung 14b)

Anorganische Chemie Die hexagonale Packung in den kubischen Elementarzellen StudySmarter

Abbildung 14: Die hexagonale Packung in den kubischen Elementarzellen

Damit hast du nun also begründet, warum genau diese Anordnung der dichtesten Packung und damit der Elementarzelle entspricht.

Die Koordinationszahlen

Diese zugegebenermaßen trockene Herleitung ist nun extrem wichtig, um die verschiedenen Ionengitter der Verbindungen erklären zu können. Allerdings haben die Kugeln bis jetzt nur die Anionen widergespiegelt. Wie bereits erwähnt sind sie aufgrund ihrer Größe besonders wichtig, allerdings musst du nun noch die Kationen mit einbauen.

Um diese Anordnungen beschreiben zu können, werden sogenannte Koordinationszahlen genutzt. Sie geben für ein Kation an, wie viele Anionen an das Kation angrenzen und für ein Anion, wie viele Kationen an das Anion angrenzen.

Wie genau die Kationen in die Lücken zwischen den Anionen eingebaut werden, hat erneut etwas mit geometrischen Formen zu tuen. Die Anionen bilden dabei zwei Arten von Lücken. Tetraederlücken (kleinere Räume - Abbildung 15b) und Oktaederlücken (größere Räume - Abbildung 15a).

Anorganische Chemie Lücken zwischen den Kugeln einer Elementarzelle StudySmarterAbbildung 15: Lücken zwischen den Kugeln einer ElementarzelleQuelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Wie genau man sie berechnen kann und wie sie für unterschiedliche Ionen Anordnungen ausfallen, ist ein interessantes Thema, aber auch schon etwas fortgeschrittener. Im Folgenden ist für dich nur wichtig, dass diese Lücken unterschiedlich groß sind und wie sie von Anionen umgeben sind.

In den jetzt folgenden Beispielen zu den Koordinationszahlen, werden jetzt nur Ionenbindungen betrachtet, die ein 1:1 Verhältnis von Anionen und Kationen haben. Beispiele dafür wären NaCl (Natriumchlorid) oder CsF. (Cäsiumfluorid)

Das 1:1 Verhältnis von Kationen und Anionen wird in den Elementarzellen nicht immer direkt ersichtlich. Oft sieht es so aus, als ob es viel mehr Anionen als Kationen in dieser Verbindung gibt.

Allerdings gehören nicht alle eingezeichneten Anionen auch vollständig zu dieser Elementarzelle. Sie grenzen auch an andere, benachbarte Elementarzellen und teilen sich somit rechnerisch auf die Elementarzellen auf. Du betrachtest dafür Zinksulfid einmal als Beispiel. (Abbildung 16)

Du erkennst dort 14 Anionen (Sulfid-Ionen) und 4 Kationen (Zink-Ionen). Allerdings befinden sich nur die Kationen vollständig in der Elementarzelle. Die Anionen hingegen befinden sich an den Ecken oder Flächen der Elementarzelle und können deshalb nicht komplett zu einer Elementarzelle gezählt werden.

Anionen auf den Ecken gehören nur zu ⅛ zu dieser Elementarzelle, da diese Ecke auch zu 7 anderen Elementarzellen gehört. (Stell dir dafür einfach vor, dass du vier kleine Würfel zu einem Rechteck legst und vier weitere in der gleichen Form oben drauf packst. Innerhalb dieser acht Würfel liegt nun das Atom, welches an alle 8 Würfel angrenzt.)

Anionen auf den Flächen hingegen werden nur mit einer anderen Elementarzelle geteilt, da die Fläche auch nur an eine weitere Fläche angrenzen kann. Somit werden diese Anionen zu ½ zu einer Elementarzelle gezählt.

Dadurch ergeben sich 8 x ⅛ = 1 Anion aus den Ecken und 6 x ½ = 3 Anionen aus den Flächen. Das sind insgesamt 4 Anionen was auch wieder mit der Anzahl der Kationen übereinstimmt.

Koordinationszahl 4

Diese Koordinationszahl sagt uns dass jedes Kation der Verbindung von jeweils vier Anionen umgeben ist. Vergiss nicht, dass das nicht bedeutet, dass es viermal so viele Anionen wie Kationen gibt, sondern es sich hierbei nur um die geometrische Anordnung handelt.

Erkennen kannst du das in Abbildung 16, in der die vier nächstgelegenen Anionen immer mit einer Verbindung zu dem Kation markiert wurden. Mit diesen vier Kationen sind aber längst nicht alle Lücken zwischen Anionen gefüllt, weshalb die Lage der Kationen auch noch einmal betrachtet wird.

Anorganische Chemie Beispiel zur Koordinationszahl 4 (ZnS) StudySmarterAbbildung 16: Beispiel zur Koordinationszahl 4 (ZnS)Quelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Da die Kationen sich gegenseitig abstoßen (sie haben die gleiche Ladung), werden sie auch so weit wie möglich voneinander entfernt angeordnet. Und da nicht alle Lücken besetzt wurden, sind zwei Kationen in der oberen und zwei Kationen in der unteren Hälfte des Würfels platziert worden. Diese wurden anschließend so angeordnet, dass sie maximal weit voneinander entfernt sind. (Abbildung 17)

Anorganische Chemie  Darstellung der Lage der  Kationen und ihrer Entfernung zueinander in einer Elementarzelle StudySmarter

Abbildung 17: Darstellung der Lage der Kationen und ihrer Entfernung zueinander in einer Elementarzelle

Koordinationszahl 6

In dieser Struktur wird ein Kation von sechs Anionen umgeben. (Abbildung 18) Dazu werden die Kationen in Form eines Tetraeders von Anionen umgeben. Das interessante an diesem Aufbau ist, dass nur ein Kationen vollständig zu einer Elementarzelle gehört. Das bedeutet hier werden nicht nur Anionen, sondern auch Kationen zwischen den Elementarzellen geteilt.

Anorganische Chemie Beispiel zur Koordinationszahl 6 (NaCl) StudySmarterAbbildung 18: Beispiel zur Koordinationszahl 6 (NaCl)Quelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

In diesem Fall (NaCl) sitzen die Kationen auf den Kanten. Das bedeutet, dass sie mit drei anderen beziehungsweise mit insgesamt vier Elementarzellen in Kontakt treten. Daher wird ein Kation zu ¼ für eine Elementarzelle gezählt.Da es in diesem Beispiel 12 Kationen gibt, liegen also 12 x ¼ = 3 Kationen plus ein Kation im Zentrum vor. Womit wieder die 4 benötigten Kationen erreicht wurden.

Doch warum genau brauchst du denn nun diese neue Anordnung der Kationen?

Wenn du einmal die Abbildung 16 und 17 miteinander vergleichst, erkennst du dass die Kationen bei einer Koordinationszahl von 6 etwas größer geworden sind. Die Lücken, die zwischen vier Anionen besetzt werden, sind aber um einiges kleiner, als die Lücken die zwischen sechs Anionen lokalisiert sind. (siehe Vertiefung zu Tetraeder- und Oktaederlücken).

Aufgrund dessen liegt diese Koordinationszahl vor, wenn die Radien der Kationen zunehmen. Beispiele dafür wären z.B. NaCl oder NiAs.

Koordinationszahl 8

Dieses Szenario findet Anwendung für Kationen mit wirklich großen Radien. So groß, dass weder die Tetraeder- noch die Oktaederlücken für das Kation ausreichen würden. Aufgrund dessen stellt sich eine Kugelpackung ein, welche zwar nicht mehr besonders dicht gepackt ist, aber diese Ionenbindung zumindest ermöglicht. Dazu werden acht Anionen in den Ecken der Elementarzelle angeordnet, die nur ein einziges Kation im Zentrum der Zelle umgeben. (Abbildung 19)

Anorganische Chemie Beispiel zur Koordinationszahl 8 (CsCl) StudySmarterAbbildung 19: Beispiel zur Koordinationszahl 8 (CsCl)Quelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Diese Struktur gehen einige Verbindungen ein, da es für sie elektrostatisch trotzdem noch stabil ist und sie nur so in eine Verbindung eintreten können. EIn Beispiel wäre hier das CsCl. (Cäsiumchlorid)

Generell ist es sehr hilfreich, wenn du dir verschiedene Modelle mit echten Kugeln einmal zusammen baust. Natürlich ist das nicht immer einfach, aber es hilft dir ungemein beim Verständnis für diese Kugelpackungen und vor allem im nächsten Abschnitt wird deine Vorstellungskraft besonders gefragt sein.

AB2 Ionengitter

Alle Beispiele, die du bis jetzt betrachtet hast, handelten von Ionenbindungen, die eine identische Anzahl von Anionen und Kationen hatten. (Also ein Verhältnis von 1:1) und es gab auch nur eine Kationen- und eine Anionen-Art. Diese Verbindungen werden AB-Verbindungen genannt.

Doch was ist mit Ionenbindungen wie SiO2 (Siliciumdioxid) oder TiO2 (Titan(IV)-oxid) die AB2-Verbindung darstellen?

Hier wird es wirklich schnell kompliziert und es verstrickt sich immer weiter in neue Ansätze, die teilweise noch erforscht werden. Deshalb merk dir vor allem folgendes. Egal welches Ionengitter gerade thematisiert wird, du solltest beachten dass:

  • Zuerst ein Grundgerüst aufgebaut wird

    • Bei AB-Verbindungen startest du immer mit den Anionen

    • Andere Verbindungen zeigen oft auch Alternativen auf

  • Alle Ionen mit der gleichen Ladung so weit wie möglich voneinander entfernt sein müssen (Abstoßungskräfte)

  • Die Koordinationszahl umso höher wird, desto größer die Kationen sind

  • Desto mehr Elemente in der Verbindung vorliegen, die Struktur umso ausgefallener wird

Trotzdem ist es wichtig zumindest einen Eindruck davon zu bekommen, wie die Ionengitter für diese Verbindungen aufgestellt werden. Also schau jetzt auch mal in die Koordinationszahlen für die AB2-Verbindungen rein.

Koordinationszahl 4

Am Beispiel von SiO2 (Siliciumdioxid - Abbildung 20) kannst du direkt erkennen, dass die Anionen (Sauerstoff) in dieser Elementarzelle nicht das Grundgerüst darstellen. Zum besseren Verständnis wurde hier ein Ausschnitt des Ionengitters gewählt, welches die Kationen (Silicium) als Orientierungspunkte darstellt.

Anorganische Chemie Beispiel für Koordinationszahl 4 bei AB2-Verbindungen (SiO2) StudySmarterAbbildung 20: Beispiel für Koordinationszahl 4 bei AB2-Verbindungen (SiO2)Quelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Trotzdem kannst du auch in AB2-Verbindungen die Koordinationszahlen zuordnen. SiO2 kann hier mit einer Koordinationszahl von vier beschrieben werden, was in Abbildung 20 gut durch die gekennzeichnete Tetraederlücke in der linken oberen Ecke veranschaulicht wird. Die Kationen werden also immer von vier Anionen umgeben.

Im Vergleich zu einer AB-Verbindung mit einer Koordinationszahl 4, wurden hier einfach die weiteren Anionen (Sauerstoff liegt doppelt in der Verbindung vor), in die Lücken zwischen die Kationen gelegt. Die Kationen haben nun also eine Koordinationszahl von 4 und die Anionen eine Koordinationszahl von 2.

Das Verhältnis der Koordinationszahlen von 4:2 spiegelt damit umgekehrt das Verhältnis der Anionen und Kationen wieder. 2(Kationen) : 4(Anionen), ergeben dann gekürzt ein Verhältnis von 1:2, was einer AB2-Verbindung entspricht.

Koordinationszahl 6

Ein häufiges Beispiel für eine AB2-Verbindung mit einer Koordinationszahl von 6 ist TiO2 (Titan(IV)-oxid). Die Anionen (Sauerstoff) werden in dieser Struktur in einer Fläche zwischen 3 Kationen (Titan) angeordnet und die Kationen werden oktaedrisch von sechs Anionen umgeben. (Abbildung 21)

Anorganische Chemie Beispiel für die Koordinationszahl 6 bei AB2-Verbindungen (TiO2) StudySmarterAbbildung 21: Beispiel für die Koordinationszahl 6 bei AB2-Verbindungen (TiO2)Quelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Das Verhältnis der Koordinationszahlen (Kationen : Anionen) ist also 6:3, was gekürzt erneut 2:1 entspricht. Das Ionenverhältnis ist also 1:2. Und auch bei dieser AB2-Verbindung stellen AB2-Verbindungen das Hauptgerüst dar.

Koordinationszahl 8

Im Beispiel für die AB-Verbindungen mit Koordinationszahlen hast du eine einfache Struktur mit nur einem Kationen, umgeben von 8 Anionen gesehen. Um die Struktur der AB2-Verbindungen zu verstehen, wurde einfach ein anderer Ausschnitt für die Elementarzelle genutzt.

In Abbildung 22 ist eine Struktur in der Elementarzelle hervorgehoben, die im Endeffekt der Struktur der AB-Verbindungen gleicht. Allerdings wird diese Struktur zwitschern dieser und der darunter liegenden Elementarzelle geteilt. Die Anionen (Fluorid), die vollkommen in der Elementarzelle liegen, haben allerdings kein Kation (Calcium) in ihrer Mitte.

Anorganische Chemie  Beispiel für die Koordinationszahl 8 bei AB2-Verbindungen (CaF2) StudySmarterAbbildung 22: Beispiel für die Koordinationszahl 8 bei AB2-Verbindungen (CaF2)Quelle: https://link.springer.com/chapter/10.1007/978-3-662-57846-9_7

Würdest du über diese Elementarzelle nun eine weitere platzieren, würde sich wie unten ein Struktur von 8 Anionen ergeben, die ein Kation umschließen. Du kannst also sagen, dass lediglich jede zweite Anionen-Würfel-Struktur ein Kation umschließt.

Verhältnis der Koordinationszahlen: 8:4

Verhältnis der Ionen ist somit: 1:2

Wenn dich das Thema wirklich interessiert, kannst du ja nochmal überlegen, was eigentlich mit Verbindungen ist, die mehr als zwei Elemente aufweisen wie KClO4. Als Hilfe zum Recherchieren könnten dir die folgenden Schlagwörter helfen: Calcit-Typ, Spinell-Typ und Perowskit-Struktur.

Weshalb du Ionenbindungen brauchst

Nach der ganzen Theorie und den vielen Modellen kommt schon die Frage auf, inwiefern dir das jetzt überhaupt helfen mag.

Zum einen bist du wahrscheinlich hier, weil du für eine Klausur lernst.

Aber natürlich tauchen Ionenbindungen häufig auch bei uns im Alltag auf. Die Salze der Bindungen findest du in Seifen oder Desinfektionsmitteln wieder, aber auch für die Ernährung sind sie von Bedeutung. Du kannst dein Wissen jetzt also an vielen Stellen anwenden.

Außerdem kannst du mit dem Wissen über Ionenbindungen, Themen und Aufgaben zu Lösungsmitteln, Elektronegativitäten oder auch zu anderen Bindungsarten besser nachvollziehen.

Ionenbindungen - Das Wichtigste

  • Ionenbindungen sind intramolekulare Bindungen

  • Sie beruhen auf den elektrostatischen Wechselwirkungen, die durch die entgegengesetzt geladenen Ionen entstehen.

  • Sie bilden charakteristische Ionengitter aus, die durch Elementarzellen beschrieben werden können.

  • Anionen sind um ein Vielfaches größer als Kationen, weshalb sie beim Bau der Elementarzelle auch als erstes beachtet werden sollten.

  • Die Koordinationszahl zeigt das Verhältnis von Kationen und Anionen in der Elementarzelle, wobei eine höhere Koordinationszahl mit größeren Kationen einhergeht.

Ionenbindungen

Eine Bindung die auf elektrostatischen Wechselwirkungen beruht die durch entgegengesetzte Ladungen entstehen.

Ionenverbindungen sind intramolekulare Kräfte zwischen Anionen und Kationen, die aufgrund von relativ hohen Differenzen der Elektronegativitäten entstehen.

Wenn die Ionen durch eine Bindung eine stabile Elektronenkonfiguration erreichen und ein Ionengitter ausbilden können. Zudem sollte die Differenz der Elektronegativität höher als 1,7 sein.

Alle Elemente der Hauptgruppen, ausgenommen der Edelgase gehen Ionenbindungen ein.

Nebengruppenelemente eher seltener.

Finales Ionenbindungen Quiz

Frage

Was ist eine Hydratation?

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Hydratation ist das Anlagern von Wassermolekülen an Ionen und polaren Verbindungen.

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Handelt es sich bei der Hydratation um eine chemische Reaktion?

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Bei der Hydratation handelt es sich um keine chemische Reaktion, sondern es ist ein physikalischer Vorgang. Es handelt sich um eine lockere Bindung zwischen dem Wasser und den Ionen aufgrund elektrostatischer Kräfte.

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Nenne ein anderes Wort für Hydrathülle.

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Hydrathüllen werden auch Hydrat-Sphären genannt.


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Warum kann eine zweite Hydrat-Sphäre entstehen?


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Eine zweite Hydrat-Sphäre ist durch die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Wassermolekülen möglich. Das kommt besonders bei kleinen Ionen vor.

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Welche elektrostatischen Kräfte sind bei der Hydratisierung aktiv?

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Ion-Dipol-Wechselwirkungen

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Was ist die Hydratationesenergie?


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Die Hydratationsenergie ist die Energie, die während der Hydratation frei wird.

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Wovon hängt die Hydratationsenergie ab?

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Die Hydratationsenergie ist abhängig von der Größe und Ladung der Ionen.

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Welcher Zusammenhang hinsichtlich Hydratationsenergie und Ionen ist richtig?

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Je kleiner das Ion und je größer die Ladung des Ions, desto größer ist die freigesetzte Hydratationsenergie.

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Was bestimmt über die Wasserlöslichkeit von Salzen?

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Gitterenergie und Hydratationsenergie

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Wann ist ein Salz wasserlöslich bzw. nicht in Wasser löslich?

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Ein Salz ist in Wasser löslich, wenn die Hydratationsenergie größer ist als die Gitterenergie.

Ist die Gitterenergie größer als die Hydratationsenergie, ist das Salz nicht in Wasser löslich.

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Welchen Effekt haben Hydrathüllen beim Lösen eines Salzes?

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Die Hydrathüllen schwächen die Anziehungskräfte zwischen den Ionen des Salzes. Diese lassen immer mehr nach, sodass es schließlich zum Lösen des Salzes kommt.

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Beschreibe den Zusammenhang zwischen Hydratationsenergie und Ionenradius.

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Der Ionenradius ist ein Maß für die Ionengröße. Bei Ionen mit einem kleineren Ionenradius ist die Ladung konzentrierter als bei einem Ion mit größerem Ionenradius. Somit lagern sich mehr Wassermoleküle an und die Hydratationsenergie ist größer.

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Beschreibe den Vorgang der Dissoziation eines Salzes.

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Wassermoleküle umgeben das Salz und adsorbieren sich an das Ionengitter des Salzes. Es bilden sich Ion-Dipol-Wechselwirkungen aus. Die Wassermoleküle lösen schließlich einzelne Ionen aus dem Ionengitter heraus. Das Salz dissoziiert.


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Was bedeutet ein "aq." in einer Reaktionsgleichung?

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Ein "aq," bedeutet "in Wasser gelöst".

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Beschreibe die Hydratisierung von Ionen durch Wassermoleküle.

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Die Wassermoleküle bestehen aus einem partiell positiven Wasserstoffteilchen und einem partiell negativ geladenen Sauerstoffteilchen. Der partiell negative Sauerstoff richtet sich zu den Kationen aus und der partiell postive Wasserstoff richtet sich zu den Anionen aus. Die Wassermoleküle bilden so Hydrathüllen um die Ionen. Eine Hydratisierung hat stattgefunden.


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Welcher Vorgang wird auch als Hydratation bezeichnet?

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Das Einlagern von Wasser in Festkörpern und die Ausbildung von Kristallwasser wird auch als Hydratation bezeichnet.


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Was ist die Ionenbeweglichkeit?

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Die Ionenbeweglichkeit ist die Wanderungsgeschwindigkeit von Ionen in Wasser in einem elektrischen Feld von 1 V/m und bei einer Temperatur von 25 °C.

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Wohin wandern die Ionen in einem elektrischen Feld?

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​In einem elektrischen Feld wandern die Anionen zur Anode und die Kationen zur Kathode.

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Warum haben Hydroniumionen und Hydoxidionen höhere Werte für die Ionenbeweglichkeit?

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Hydroniumionen und Hydroxidionen haben höhere Werte durch die Möglichkeit zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen und den Grotthus-Mechanismus.

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Von welchen Parametern ist die Ionenbeweglichkeit abhängig?


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Die Ionenbeweglichkeit ist abhängig von der Ionenladungen, der Ionengröße, der Hydrathülle und den Wechselwirkungen der Ionen mit dem Wasser.

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Wie hängt die Ionenbeweglichkeit mit der molaren Leitfähigkeit zusammen?

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Das Produkt aus der Ionenbeweglichkeit und der Faraday-Konstante ergibt die molare Leitfähigkeit?

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Wie wird die molare Leitfähigkeit noch genannt?

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Sie wird auch Äquivalentleitfähigkeit genannt.

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Was ist die Elektrophorese?


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Die Elektrophorese ist die Wanderung von Ionen und Molekülen in einer Lösung in einem elektrischen Feld.

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Wofür wir die Elektrophorese genutzt?

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Die Elektrophorese wird für die Trennung von Molekülen genutzt.

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Nennen Sie zwei Anwendungsbereiche der Elektrophorese.

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Die Elektrophorese wird in der Biologie und Medizin zur DNA-Analyse und DNA-Sequenzierung genutzt. Außerdem wird sie zur Trennung von Proteinen genutzt.

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Was beeinflusst die Wanderungsgeschwindigkeit der Ionen und Moleküle bei der Elektrophorese?

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Teilchenladung,Teilchengröße, die Stärke des elektrischen Felds sowie die Viskosität des Lösungsmittels beeinflussen die Wanderungsgeschwindigkeit.


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Warum erfolgt eine Trennung der Moleküle bei der Elektrophorese?

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Die Trennung erfolgt aufgrund der unterschiedlichen Wanderungsgeschwindigkeiten der Moleküle.

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Erkläre kurz den Grotthus-Mechanismus.

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Der Grotthus-Mechanismus ermöglicht eine schnellere Ionenwanderung bei Hydroxidionen und Hydroniumionen durch die Wasserstoffbrückenbindungen. Die Protonen wandern schneller in einer wässrigen Lösung durch das Auflösen und Neuverbinden der Bindungen und Wasserstoffbrückenbindungen.

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Wo spielt die Ionenbeweglichkeit neben der Elektrophorese noch eine Rolle?

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Die Ionenbeweglichkeit (in der Gasphase) spielt bei Ionen-Mobilitäts-Spektrometern eine Rolle.

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Durch welches Verfahren wird Siedesalz gewonnen?

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Siedesalz wird durch die kontrollierte Bohrlochsolung gewonnen

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Durch welches Verfahren wird Meersalz gewonnen?

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Meersalz wird durch sogenannte Salzgärten durch Ebbe und Flut in warmen Gebieten gewonnen.

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Durch welches Verfahren wird Steinsalz gewonnen?

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Durch den bergmännischen Abbau, also durch unterirdisches Bohren und Sprengen, wird Steinsalz gewonnen.

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Aus welchen Elementen setzt sich Kochsalz zusammen?

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Kochsalz ist aus den elementaren Stoffen Natrium (Na) und Chlor (Cl) aufgebaut.

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Definiere den Begriff Kochsalzgewinnung.

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Unter Kochsalzgewinnung verstehst du die Entnahme von bestimmten, leicht löslichen Salzen aus einem, teilweise natürlichen, Vorkommen. Daraufhin werden die gewonnenen Salze verfügbar gemacht, um sie aufzubereiten und zu verwenden. Fast ausschließlich wird damit die Gewinnung, Aufbereitung und Verarbeitung von Kochsalz gemeint.

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Richtig oder Falsch?


Kochsalz Entstehung


Um den genauen Ursprung der Kochsalzgewinnung zu untersuchen, musst du bis in die Jungsteinzeit (ca. 5800 und 4000 v. Chr.) und Bronzezeit (ca. 3300 und 1200 v. Chr.) zurückreisen. Schon damals wurde im Stadtteil, der heute als Sachsen-Anhalt bekannt ist, aus Solequellen Kochsalz gewonnen.

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Richtig

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Fülle die Lücken:


Zu den ersten deutschen Salinenstätten galten die 1) .................. (seit dem 7. Jhd.), 2) ...................................... (seit 696 v. Chr.) und 3) ............................... ................ (seit 1037). 


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1) Soest 

2) Lüneburg 

3) Schwäbisch Hall 

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Erläutere in einem Satz, durch welche Verfahren Kochsalz gewonnen werden kann.

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Auf der ganzen Welt werden hauptsächlich drei Methoden angewendet, um Kochsalz zu gewinnen: der bergmännische Abbau, die Bohrlochsolung und die Gewinnung aus Salzgärten.

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Welche Aussagen sind wahr?


Bergmännischer Abbau von Steinsalz

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Meistens erfolgt der Abbau des Salzes im sogenannten Kammerabbauverfahren.

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Was ist Sole?

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Sole ist nichts anderes als eine Salz-Wasser-Mischung.

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Fülle die Lücken:


Bohrlochsolung


Es bilden sich, teilweise trichterförmige, 1) ..................................... Diese werden als 2) .................................. bezeichnet. Auf einen Quadratkilometer Fläche werden meistens circa sieben bis acht dieser 3) ............................. platziert. Dazwischen werden noch ausreichend große 4) ................................. angebracht, mit dem Zweck die Erdoberfläche zu 5) ......................................

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 1) Hohlräume

2) Kaverne  

3) Kavernen 

4) Stützpfeiler 

5) unterstützen 

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Welche Aussagen über die Bohrlochsolung sind falsch?

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Die gesättigte Sole muss einen Natriumchlorid-Anteil von 26,4% aufweisen.

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Das Verfahren der Kochsalzgewinnung durch Salzgärten ist das wohl ........ Verfahren.

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Das Verfahren der Kochsalzgewinnung durch Salzgärten ist das wohl älteste Verfahren.

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Erkläre, wie aus Meerwasser Meersalz gewonnen werden kann.

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Zuerst wird Meerwasser mithilfe eines Systems in flach geformte Becken geleitet, die aus dem Sand des Strandes gebaut werden. Diese Becken werden als Salzgärten bezeichnet. Das Wasser verdunstet schließlich wegen der Sonneneinstrahlung nach einer Zeit. 


Die im Meerwasser gelösten Ionen kristallisieren dadurch je nach ihrer Löslichkeit aufeinanderfolgend - die Ionen ordnen sich also praktisch von selbst in Schichten des entsprechenden Salzes an. In der Obersten findet man das Kochsalz, der nach dem Trocknen abgeschöpft wird. 

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Das Tote Meer hat einen NaCl-Anteil von ..... %.

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7,93%

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Warum ist Kochsalz so wichtig für den Menschen?

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Kochsalz ist nicht nur wegen dem Geschmack wichtig für uns. Salz gehört zu den wichtigsten Mineralstoffen zum Überleben, sowohl für Menschen, als auch für Tiere. 

Beispielsweise zur Bildung der Magen-(Salz)Säure, für die Muskelerregung und die Nervenleitung ist Kochsalz essenziell.

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Was sind die Vorteile von Viehsalz?

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Dieses Salz steigert Appetit der Tiere und fördert deren allgemeine Gesundheit.

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Kochsalz kann als Konservierungsmittel eingesetzt werden. Wieso?

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Kochsalz entzieht dem Lebensmittel die Feuchtigkeit, also die Grundlage Wasser. Dadurch können sowohl schädliche Organismen entzogen, als auch Keime und Krankheitserreger abgetötet werden.

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Warum werden intermolekulare Bindungen eher als Wechselwirkungen bezeichnet?

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Intermolekulare Bindungen sind um ein vielfaches schwächer als intramolekulare Bindungen und werden deshalb eher als Wechselwirkungen bezeichnet.

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Zu welcher Art der Bindungen gehört die Ionenbindung?


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Intramolekulare Bindungen

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Was ist das grundlegende Ziel einer chemischen Bindung?

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Das Ziel ist es, eine stabilere Valenzelektronenanordnung zu erreichen, die meist einer Edelgaskonfiguration entspricht und durch den Austausch oder durch das Teilen von Valenzelektronen erreicht wird.

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