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Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbildung

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André Otto
Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbildung
lernst du in der Oberstufe 5. Klasse - 6. Klasse

Grundlagen zum Thema Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbildung

Inhalt

Ionenbildung von Kationen und Anionen

Dir ist bestimmt schon der Begriff der chemischen Bindung begegnet. Wusstest du, dass es in der Chemie viele Möglichkeiten gibt, wie Atome miteinander verbunden sein können, also verschiedene Bindungsarten? In diesem Text lernst du die Ionenbindung kennen. Dazu betrachten wir zunächst die Chemie der Kationen und Anionen und dann, wie diese eine Bindung eingehen.

Kationen – Definition

Du kennst bereits den Aufbau des Periodensystems der Elemente. Die Elemente der I. Hauptgruppe, auch Alkalimetalle genannt, besitzen alle ein Außenelektron, auch als Valenzelektron bezeichnet. Die Atome dieser Elemente neigen dazu, dieses Außenelektron abzugeben, um die Oktettregel zu erfüllen und Edelgaskonfiguration, also acht Valenzelektronen, zu erreichen. Ausnahme hierbei ist das Element Wasserstoff, welches auch nicht zu den Alkalimetallen gezählt wird. Wasserstoff besitzt nur eine Elektronenschale. Es genügen zwei Elektronen, damit diese voll besetzt ist. Im Folgenden soll dies am Beispiel des Elements Natrium ($\ce{Na}$) erläutert werden:

$\ce{Na → Na^{+} + e^{-}}$

Durch die Abgabe des Außenelektrons entsteht aus dem ungeladenen Natriumatom ein einfach positiv geladenes Natriumion. Alle positiv geladenen Ionen werden als Kationen bezeichnet. Die äußere Elektronenschale des Natriums ist damit unbesetzt und die darunterliegende Schale, die acht Elektronen enthält, wird zur äußersten besetzten Schale. Natrium besitzt nun acht Außenelektronen und damit Edelgaskonfiguration. Auch die Elemente (Erdalkalimetalle) der II. Hauptgruppe bilden Kationen. Da diese Elemente zwei Außenelektronen besitzen, geben diese zwei Elektronen ab und es entstehen zweifach positiv geladene Kationen mit acht Außenelektronen. Das ist beispielsweise bei Magnesium ($\ce{Mg}$) der Fall:

$\ce{Mg → Mg^{2+} + 2e^{-}}$

Kationen – Ionisierungsenergie

Die Bildung von Kationen geschieht nicht spontan, sondern erfordert Energie. Die Energie, die benötigt wird, damit ein Atom ein Elektron abgeben kann, wird als Ionisierungsenergie bezeichnet. Die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb der Gruppen im Periodensystem von oben nach unten ab. Warum ist das so?
Innerhalb einer Gruppe nimmt von oben nach unten die Anzahl der Elektronenschalen zu. So nimmt die Entfernung der Außenelektronen zum positiv geladenen Kern ebenfalls zu. Gleichermaßen nimmt die elektrostatische Anziehung ab, weshalb beispielsweise Caesium ($\ce{Cs}$) leichter sein Elektron abgibt als Natrium ($\ce{Na}$).

Anionen – Definition

Du weißt jetzt, was Kationen sind. Im Folgenden erfährst du, was Anionen sind. Anders als die Metalle der ersten beiden Hauptgruppen haben die Nichtmetalle in den Hauptgruppen im Periodensystem die Tendenz zur Elektronenaufnahme. So verfügen z. B. die Atome der Elemente der VI. und VII. Hauptgruppe in der Außenschale über sechs bzw. sieben Valenzelektronen. Damit fehlen den Elementen der VI. Hauptgruppe nur noch zwei und den Elementen der VII. Hauptgruppe nur noch ein Elektron bis zur Edelgaskonfiguration. Bei der Aufnahme von Elektronen entstehen negativ geladene Ionen, welche als Anionen bezeichnet werden. Als Beispiel wird hier das Element Chlor ($\ce{Cl}$) aus der VII. Hauptgruppe betrachtet:

$\ce{Cl + e^{-} →Cl^{-} }$

Durch die Abgabe eines Elektrons entsteht aus dem ungeladenen Fluor ein einfach negativ geladenes Fluorion, also ein Anion.

Anionen – Elektronenaffinität

Anders als bei der Bildung von Kationen wird bei der Elektronenaufnahme keine Ionisierungsenergie benötigt. Vielmehr wird Energie frei, wenn sich Anionen bilden. Diese Energie wird als Elektronenaffinität bezeichnet.

Neigung zur Ionenbindung – Chemie

Aufgrund ihrer unterschiedlichen Ladung können Kationen und Anionen chemische Bindungen eingehen. Diese Art der Bindung trägt die Bezeichnung Ionenbindung. Sowohl Kationen als auch Anionen haben die Tendenz zur Ionenbildung und damit auch Ionenbindung. Die Metallatome geben Elektronen ab, die von den Nichtmetallatomen aufgenommen werden. Dies ist nicht zwischen allen Elementen der Fall, sondern hängt im Wesentlichen von einer Eigenschaft ab, die als Elektronegativität ($EN$) bezeichnet wird. Dieser Wert gibt die Tendenz eines Atoms an, Elektronen anzuziehen, und ist im Periodensystem der Elemente ablesbar. Je höher die Elektronegativität, desto stärker zieht das Element Elektronen von anderen Elementen an. Metalle besitzen in der Regel eine geringere Elektronegativität als Nichtmetalle. Liegt die Differenz der Elektronegativitäten ($\Delta EN$) zweier Elemente über dem Wert von $\pu{1,7}$, ist die Neigung zur Ionenbindung sehr hoch. Die Neigung zur Ionenbindung wird hier am Beispiel Natriumchlorid ($\ce{NaCl}$) erläutert. Wie bereits oben kennengelernt bildet Natrium Kationen und Chlor Anionen:

$\ce{Na → Na^{+} + e^{-}}$

$\ce{Cl + e^{-} →Cl^{-} }$

Die Elektronegativität von Natrium ist mit $\pu{0,9}$ sehr gering und die von Chlor mit $\pu{3,2}$ sehr hoch. Die Differenz dieser beiden Werte liegt mit $\pu{2,3}$ über dem Wert von $\pu{1,7}$. Chlor zieht also das Außenelektron von Natrium an. Das Natrium gibt sein Außenelektron leicht ab. Die dabei gebildeten Ionen bilden die stabile Ionenbindung $\ce{NaCl}$:

$\ce{Na^{+} + Cl^{-} → NaCl }$

Die verschiedenen Begriffe und das Prinzip der Ionenbindung ist in folgender Abbildung übersichtlich zusammengefasst:

Kationen, Anionen und die Ionenbildung

Das Video Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbindung

In diesem Video werden sowohl die Kationen als auch die Anionen und deren Neigung zur Ionenbindung einfach erklärt. Du lernst die Eigenschaften der Kationen und Anionen kennen und hast nach dem Betrachten des Videos die Möglichkeit, Übungen und Arbeitsblätter zum Thema zu bearbeiten.

Transkript Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbildung

Guten Tag und herzlich willkommen! In diesem Video geht es um Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbindung. Als Vorkenntnisse solltet Ihr solides Wissen über das Atom, den Atombau, die Atomorbitale, die Oktettregel, die Edelgaskonfiguration und die Metallbindung mitbringen. Ziel des Videos ist es, Euch eine Einführung in die Ionenbindung über das Verständnis für die Abgabe und Aufnahme von Elektronen durch Atome zu präsentieren. Das Video ist in 4 Abschnitte gegliedert.

  1. Kationen und Ionisierungsenergie
  2. Anionen und Elektronenaffinität
  3. Elektronegativität und Neigung zur Ionenbildung
  4. Zusammenfassung.  
  5. Kationen und Ionisierungsenergie Die chemischen Elemente Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium gehören allessamt zur ersten Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente. Alle diese Elemente verfügen über jeweils nur ein Außenelektron. Daher zeigen alle diese Elemente auch gemeinsame chemische Eigenschaften. Auf atomarem Niveau betrachtet zeigen die Atome dieser chemischen Elemente eine Neigung zur Elektronenabgabe. Chemisch formuliert sieht das so aus: Na reagiert zu Na+ + einem Elektron. Das gebildete Natriumteilchen ist ein Natriumion. Da es positiv geladen ist, bezeichnet man es als Kation. Durch die Elektronenabgabe kommt zu einer Veränderung der Elektronenkonfiguration vom Natriumatom zum Natriumion. Das Natriumatom hat folgende Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 3s1. Das Natriumion besitzt die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6. Die Elektronenabgabe hat zur Folge, dass das Natriumion die Elektronenkonfiguration des stabilen Neonatoms besitzt. Das ist ohne Zweifel eine sogenannte Edelgaskonfiguration. Das bedeutet eine stabile Elektronenkonfiguration. Das Natriumion erfüllt die Oktettregel. Ungeachtet dieser Stabilität ist Energie notwendig, um dieses Elektron vom Natriumatom abzulösen. Diese Energie wird als Ionisierungsenergie betrachtet. Für ein Mol Natriumatome beträgt diese Energie 496 kJ/mol. Die Elemente der zweiten Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente Beryllium, Magnesium, Kalzium, Strontium, Barium und Radium besitzen jeweils 2 Außenelektronen. Auch diese Elemente zeigen eine Neigung zur Elektronenabgabe. Chemisch formuliert schreiben wir: Mg reagiert zu Mg2+ + 2 Elektronen. Aus dem Magnesiumatom entsteht ein Magnesiumion. Dieses Ion ist zweifach positiv geladen. Daher handelt es sich um ein Kation. Auch hier erfährt die Elektronenkonfiguration eine Veränderung. Sie lautet beim Magnesiumatom 1s2 2s2 2p6 3s2. Beim Magnesiumion lautet sie 1s2 2s2 2p6. Genau wie das Natriumion hat auch das Magnesiumion die Elektronenkonfiguration des Neons. Natürlich handelt es sich um eine stabile Edelgaskonfiguration. Die Oktettregel wird für die Elektronenkonfiguration des Magnesiumions erfüllt. Für die Entstehung des Magnesiumions ist ebenfalls eine Ionisierungsenergie notwendig. Die Leichtigkeit der Elektronenabgabe nimmt für die Elemente der zweiten Hauptgruppe, genau wie für die Elemente der ersten Hauptgruppe, von oben nach unten zu. Das heißt, die Ionisierungsenergien nehmen von oben nach unten ab.
  6. Anionen und Elektronenaffinität Die Elemente Fluor, Chlor, Brom und Jod sind Elemente der 7. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente. Im Gegensatz zu den Metallen der ersten und zweiten Hauptgruppen des Periodensystems besitzen diese Elemente Tendenz zur Elektronenaufnahme. Die chemische Formulierung lautet: F + ein Elektron reagiert zu F-. Aus dem Fluoratom bildet sich ein Ion, das sogenannte Fluoridion. Da es sich um ein negatives Ion handelt, spricht man hier auch von einem Anion. Die Elektronenkonfiguration des Fluoratoms erfährt per Elektronenaufnahme eine Veränderung. Die Konfigurationen lauten entsprechend für das Fluoratom 1s2 2s2 2p5. Und für das Fluoridion 1s2 2s2 2p6. Das Fluoridion besitzt die Elektronenkonfiguration des Edelgasatoms Neon. Wir sprechen hier wieder von einer Edelgaskonfiguration. Die Oktettregel wird erfüllt. Die Fähigkeit, ein Elektron aufzunehmen, bezeichnet man als Elektronenaffinität. Das Fluoratom nimmt unter Energieabgabe das Elektron auf. Ein Mol an Fluoratomen liefert dabei 328 kJ/mol.
  7. Elektronegativität und Neigung zur Ionenbildung Ich möchte nun die Elektronegativität durch das Anzeigen eines Ausschnitts aus dem Periodensystem der Elemente dokumentieren. Die Elektronegativitäten findet Ihr als kleine Zahlen rechts oben bei den einzelnen Elementekästchen. Die Elektronegativität charakterisiert die Tendenz eines Atoms gegenüber einem Partner Elektronen anzuziehen. Dabei bilden typische Metalle, hier blau untersetzt, Kationen. Während typische Nichtmetalle, hier rot untersetzt, vorzugsweise Anionen herausbilden. Kationen werden also vorzugsweise links im Periodensystem der Elemente gebildet. Während die rechten Elemente des Periodensystems der Elemente Anionen entstehen lassen. Nehmen wir ein Beispiel. Das Euch aus der Schule noch wohl bekannte Natriumchlorid. Das Natriumatom hat 0,9 als Elektronegativität, während das Chloratom eine Elektronegativität von 3,2 besitzt. Die Differenz der Elektronegativitäten, besser man müsste sagen der Betrag der Differenzen, beträgt 2,3. Dieser Wert ist größer als 1,7. Als Faustregel merke man: Beträgt die Differenz beider Reaktionspartner mehr als 1,7, so entsteht eine neue chemische Bindung. Die sogenannte Ionenbindung.
  8. Zusammenfassung Die chemischen Elemente Lithium, Natrium, Kalium zeigen völlig andere Eigenschaften als die chemischen Elemente Fluor, Chlor und Brom. Kunststück auch. Denn bei den ersten 3 genannten handelt es sich um Metalle. Während die 3 letzten Nichtmetalle sind. Beim tieferen Verständnis dieser Eigenschaften spielt das Elektron eine zentrale Rolle. Typische Metalle des Periodensystems der Elemente geben Elektronen ab. Während typische Nichtmetalle des Periodensystems Elektronen aufnehmen. Für die Elektronenabgabe muss die sogenannte Ionisierungsenergie aufgebracht werden. Die Fähigkeit, Elektronen aufzunehmen, wird quantitativ durch die Elektronenaffinität beschrieben. Ob Elektronenabgabe oder Elektronenaufnahme, in jedem Fall bilden sich Ionen. Aus Metallen entstehen Kationen, während aus Nichtmetallen Anionen gebildet werden. Ein wichtiger Indikator für die Fähigkeit, vom Reaktionspartner Elektronen abzuziehen, ist die sogenannte Elektronegativität. Im Fall von Natriumchlorid beträgt die Differenz der Elektronegativitäten mehr als 1,7. In diesem Fall kommt die chemische Bindung durch die Anziehung unterschiedlich geladener Teilchen zustande. Dieser Bindungstyp heißt Ionenbindung. Danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute, auf Wiedersehen!

14 Kommentare

14 Kommentare
  1. nice

    Von Simon Riechelmann, vor 6 Monaten
  2. Es ist schön, dass ich Freude bereiten kann.
    A. O.

    Von André Otto, vor etwa 5 Jahren
  3. Echt tolles video, bei ihnen hab sofort alles verstanden

    Von Carola Heymann, vor etwa 5 Jahren
  4. Danke.

    Liebe Aline,

    tut mir leid, dass ich im Herbst 2014 Deine Fragen nicht gesehen habe
    Für HG 1-3 werden die Elektronenaffinitäten in der Chemie - Grundausbildung nicht thematisiert. Hier spielen eher die Ionisierungsenergien eine Rolle. Bei HG 5-7 ist es genau umgekehrt. HG 4 ist gewissermaßen nicht "Fisch noch Fleisch". Ionen mit vierfacher positiver Ladung brauchen für ihre Gewinnung eine sehr hohe Energie. Ab Ladung -2 bereiten die Anionen generell Probleme, da sie gerne Elektronen abgeben.(In wässriger Lösung findet eine Stabilisierung statt.) In der HG 4 werden verstärkt kovalente Bindungen realisiert. Beim Übergang nach unten haben wir dann wieder Metallbindung bzw. in den Verbindungen Ionenbindungen.
    Generell:
    Für unsere Betrachtungen sind die EA und die IE nur von Interesse, wenn nach Elektronenaufnahme- bzw. Abgabe Elektronenkonfigurationen von Edelgasen (stabile Konfigurationen) erzielt werden.
    In die modernen PSE wird heutzutage viel Unsinn hineingeschrieben. EA und IE sind in der Regel NICHT dabei.
    Ein gutes PSE sollte aber die Elektronegativitäten enthalten.
    Nach der Definition von Pauling ist das gerade

    EN = (EA + IE)/2
    Ich hoffe, dass ich helfen konnte.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 7 Jahren
  5. Super Video!!!!!!!!!

    Von Anne Goehring 97, vor mehr als 7 Jahren
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Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbildung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Kationen, Anionen und Neigung zur Ionenbildung kannst du es wiederholen und üben.
  • Definiere die Begriffe Elektronenaffinität, Ionisierungsenergie, Kation und Anion.

    Tipps

    Elektronen haben eine negative Ladung. Wenn ein Atom ein Elektron abgibt, enthält das Atom mehr positive Ladungsträger als negative.

    Lösung

    Bei der Unterscheidung zwischen Kation und Anion ist wichtig, aus welchen Hauptgruppen die Atome kommen. Die erste bis dritte Hauptgruppe bildet Kationen aus, während die vierte bis siebte Hauptgruppe Anionen ausbildet.

    Die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb der Hauptgruppe von oben nach unten ab. Sie ist die Energie, die benötigt wird ,um ein Elektron abzuspalten.

    Die Definition von Elektonenaffinität kann man sich leicht merken, wenn man weiß, was affin bedeutet. Es bedeutet „eine Neigung haben oder entwickeln“. Elektronenaffinität ist also eine Neigung zur Elektronenaufnahme.

  • Erkläre, welche Aussagen über die Elektronenaffinität und die Ionisierungsenergie im Periodensystem zu finden sind.

    Tipps

    Beachte bei deinen Überlegungen, wie weit die jeweiligen Valenz- bzw. Außenelektronen vom Kern entfernt sind.

    Strontium hat eine niedrigere Ionisierungsenergie als Iod.

    Fluor hat eine höhere Elektronegativität als Brom.

    Lösung

    Ob ein Element Elektronen aufnimmt oder abgibt, hängt davon ab, wie nah es an der Erfüllung der Oktettregel ist. Die Oktettregel besagt, dass jedes Element im Periodensystem beabsichtigt, eine voll besetzte Valenzelektronenschale zu erreichen. Die Edelgase sind dabei das Vorbild, nach dem gestrebt wird. Eine vollbesetzte Valenzelektronenschale bedeutet Stabilität. Von der ersten bis dritten Hauptgruppe geben die Elemente die Elektronen ab, während sie in der vierten bis siebten Hauptgruppe Elektronen aufnehmen.

    Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt die Anzahl der Elektronenschalen von oben nach unten zu. Bsp. $Li$ hat zwei Elektronenschalen, $Rb$ hat fünf. Je weiter die Valenzelektronen vom Kern entfernt sind, umso leichter sind sie vom Element zu trennen.

    Innerhalb der Periode nimmt die Ionisierungsenergie von links nach rechts zu. Betrachtet man die Atomkerne innerhalb einer Periode, so kann man feststellen, dass sie von links nach rechts größer werden. Bsp.: $Na$ hat elf Protonen im Kern, $Si$ 16 und $Cl$ 18. Je größer der Kern ist, umso mehr Anziehungskraft kann verwendet werden, um die Valenzelektronen an die Außenschale zu binden.

    Die Tendenz zur Elektronenaufnahme nimmt ebenfalls mit der Periode zu. Wenn der Atomkern im Verhältnis zu den Außenschalen immer größer wird, können auch noch weitere Elektronen in der Außenschale aufgenommen werden.

    Innerhalb der Hauptgruppe sinkt die Elektronenaffinität wieder, weil die Anzahl der Außenschalen von oben nach unten zunimmt, und damit die Kräfte, die Valenzelektronen binden, sinken.

  • Entscheide, welche Elemente Kationen bzw. Anionen bilden.

    Tipps

    Beachte die Positionen der Elemente im Periodensystem. Welche Elemente geben ein Elektron ab, welche nehmen eins auf?

    Lösung

    Um zu entscheiden, ob ein Element Kationen oder Anionen bildet, solltest du zuerst herausfinden, ob Elektronen abgegeben oder aufgenommen werden, um eine vollbesetzte Außenelektronenschale zu erreichen. Von der ersten bis zur vierten Hauptgruppe neigen die Elemente zu einer Elektronenabgabe und werden so zu Kationen. Von der fünften bis zur siebten Hauptgruppe werden Anionen durch eine Elektronenaufnahme gebildet. Das Periodensystem kann dir hier also wichtige Hinweise geben.

  • Stelle die Elektronenaufnahme und die Elektronenabgabe der folgenden Elemente dar.

    Tipps

    Überlege dir, ob diese Elemente Elektronen aufnehmen oder abgeben.

    Lösung

    Um zu entscheiden, ob ein Atom Elektronen abgibt oder aufnimmt, ist es wichtig zu wissen, wo das Atom im Periodensystem steht. Die Elemente der ersten bis dritten Hauptgruppe geben bevorzugt Elektronen ab und werden dadurch zu positiv geladenen Kationen. Elemente der vierten bis siebten Hauptgruppe nehmen bevorzugt Elektronen auf und werden dadurch zu negativ geladenen Anionen.

    Dabei solltest du aber beachten, dass jedes Element versucht, die Edelgaskonfiguration auf dem energiegünstigsten Weg zu erreichen. In diesem Zustand besitzen sie eine vollbesetzte Außenschale. Die Edelgaskonfiguration ist dadurch eine sehr stabile Form.

  • Gib die Elektronenaffinität der folgenden Elemente an.

    Tipps

    Verwende das Periodensystem.

    Die Elektronenaffinität nimmt innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab.

    Die Elektronenaffinität nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.

    Lösung

    Die Elektronenaffinität ist die Bereitschaft, Elektronen aufzunehmen. Im PSE (Periodensystem der Elemente) steigt diese Affinität ab der vierten Hauptgruppe. Achtung: Nebengruppenelemente werden hier noch nicht betrachtet. Alle Elemente der ersten bis dritten Hauptgruppe bilden Kationen aus, weil sie Elektronen abgeben. Elemente der achten Hauptgruppe nehmen weder Elektronen auf noch geben sie Elektronen ab. Sie haben die Edelgaskonfiguration erreicht.

  • Gib die Elektronegativitäten der folgenden Verbindungen an.

    Tipps

    Die Elektronegativität einer Verbindung ist die Differenz der Elektronegativitäten der einzelnen Elemente.

    Lösung

    Die Elektronegativität einer Verbindung ist die Differenz der Elektronegativitätswerte der einzelnen Elemente. Du suchst dir also zuerst die einzelnen Elektronegativitäten heraus:

    $EN _K = 0,8$ und

    $EN_{Cl} = 3,0$.

    Nun ziehst du den kleineren Wert vom größeren Wert ab:

    $EN _K - EN_{Cl} = \Delta EN_{(KCl)}$

    $3,0 - 0,8 = 2,2$

    $\Delta EN_{(KCl)} = 2,2$.

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