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2026-07-26T16:56:07Z

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{{BR}}
= Einleitung =

'''Kationen und Anionen - Chemie''' erklärt, wie aus elektrisch neutralen [[Atom|Atomen]] geladene Teilchen entstehen. Solche Teilchen heißen [[Ion|Ionen]]. Sie spielen bei [[Salze|Salzen]], in Lösungen, bei der [[Elektrolyse]] und in vielen biologischen Vorgängen eine wichtige Rolle.

Ein Atom wird zum Ion, wenn es Elektronen abgibt oder aufnimmt. Gibt es Elektronen ab, entsteht meist ein positiv geladenes '''Kation'''. Nimmt es Elektronen auf, entsteht meist ein negativ geladenes '''Anion'''.

[[Datei:207 Ionic Bonding-01.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=fTcnELa-v88 |500|center}}

{{BR}}
= Lernziele =

Nach diesem aiMOOC kannst Du:

# [[Ion|Ionen]] als geladene Teilchen beschreiben.
# [[Kation|Kationen]] und [[Anion|Anionen]] unterscheiden.
# die Bildung einfacher Ionen mit dem [[Schalenmodell]] erklären.
# typische Ionenladungen aus dem [[Periodensystem]] ableiten.
# Verhältnisformeln einfacher [[Salze]] aufstellen.
# die Leitfähigkeit von Salzschmelzen und Salzlösungen erklären.
# die Wanderung von Ionen bei einer [[Elektrolyse]] beschreiben.

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= Vom Atom zum Ion =

Ein neutrales Atom besitzt gleich viele positiv geladene Protonen wie negativ geladene Elektronen. Deshalb ist seine Gesamtladung null.

Bei einer gewöhnlichen Ionenbildung verändert sich der Atomkern nicht. Nur die Zahl der Elektronen in der Elektronenhülle ändert sich.

Die Ladung eines Teilchens lässt sich vereinfacht so darstellen:

<math>Q = \left(N_{\mathrm{Protonen}}-N_{\mathrm{Elektronen}}\right)\cdot e</math>

Dabei ist <math>e</math> die Elementarladung. Hat ein Teilchen mehr Protonen als Elektronen, ist es positiv geladen. Hat es mehr Elektronen als Protonen, ist es negativ geladen.

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== Das Schalenmodell als Lernmodell ==

Im vereinfachten [[Schalenmodell]] werden Elektronen auf Schalen um den Atomkern dargestellt. Besonders wichtig sind die Elektronen auf der äußersten besetzten Schale. Sie heißen '''Valenzelektronen'''.

Viele Atome reagieren so, dass ihre äußerste Schale danach ähnlich besetzt ist wie bei einem [[Edelgas]]. Diese vereinfachte Vorstellung wird häufig als [[Oktettregel]] oder Edelgasregel bezeichnet. Sie ist für viele Hauptgruppenelemente hilfreich, gilt aber nicht ohne Ausnahme für alle Atome und Verbindungen.

[[Datei:Electron shell 011 Sodium.svg|320px|rahmenlos|center]]

'''Natrium besitzt im vereinfachten Schalenmodell ein einzelnes Elektron auf der Außenschale.'''

[[Datei:Electron shell 017 Chlorine.svg|320px|rahmenlos|center]]

'''Chlor besitzt sieben Elektronen auf der Außenschale.'''

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= Kationen =

Ein '''Kation''' ist ein positiv geladenes Ion. Es entsteht, wenn ein Atom oder eine Atomgruppe Elektronen abgibt.

Beispiel Natrium:

<math>\mathrm{Na \rightarrow Na^+ + e^-}</math>

Das neutrale Natriumatom besitzt elf Protonen und elf Elektronen. Das Natriumion besitzt weiterhin elf Protonen, aber nur noch zehn Elektronen. Deshalb trägt es die Ladung <math>+1</math>.

Typische einfache Kationen sind:

{| class="wikitable"
! Kation
! Name
! Entstehung
|-
| Na+
| Natriumion
| Abgabe eines Elektrons
|-
| Mg2+
| Magnesiumion
| Abgabe von zwei Elektronen
|-
| Al3+
| Aluminiumion
| Abgabe von drei Elektronen
|-
| Ca2+
| Calciumion
| Abgabe von zwei Elektronen
|}

Metallatome bilden häufig Kationen. Das ist eine wichtige Regel für viele Hauptgruppenelemente, aber keine ausnahmslose Aussage für jede chemische Situation.

{{BR}}
= Anionen =

Ein '''Anion''' ist ein negativ geladenes Ion. Es entsteht, wenn ein Atom oder eine Atomgruppe Elektronen aufnimmt.

Beispiel Chlor:

<math>\mathrm{Cl + e^- \rightarrow Cl^-}</math>

Das neutrale Chloratom besitzt siebzehn Protonen und siebzehn Elektronen. Das Chloridion besitzt weiterhin siebzehn Protonen, aber achtzehn Elektronen. Deshalb trägt es die Ladung <math>-1</math>.

Typische einfache Anionen sind:

{| class="wikitable"
! Anion
! Name
! Entstehung
|-
| Cl-
| Chloridion
| Aufnahme eines Elektrons
|-
| O2-
| Oxidion
| Aufnahme von zwei Elektronen
|-
| S2-
| Sulfidion
| Aufnahme von zwei Elektronen
|-
| N3-
| Nitridion
| Aufnahme von drei Elektronen
|}

Nichtmetallatome bilden häufig Anionen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=sbLK6E9YL9k |500|center}}

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= Elektronenübertragung am Beispiel Natriumchlorid =

Bei der Bildung von [[Natriumchlorid]] kann ein Natriumatom ein Elektron an ein Chloratom abgeben.

# Natrium gibt ein Elektron ab und wird zu Na+.
# Chlor nimmt dieses Elektron auf und wird zu Cl-.
# Die entgegengesetzt geladenen Ionen ziehen sich an.

Die Teilgleichungen lauten:

<math>\mathrm{Na \rightarrow Na^+ + e^-}</math>

<math>\mathrm{Cl + e^- \rightarrow Cl^-}</math>

Zusammenfassend:

<math>\mathrm{Na + Cl \rightarrow Na^+ + Cl^-}</math>

Bei der tatsächlichen Reaktion kommt Chlor als zweiatomiges Molekül Cl2 vor. Die ausgeglichene Reaktionsgleichung lautet:

<math>\mathrm{2\,Na + Cl_2 \rightarrow 2\,NaCl}</math>

[[Datei:NaCl Formation Lewis.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=bR-zVj9KJ1k |500|center}}

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= Ionenbindung und Ionengitter =

Zwischen positiv und negativ geladenen Ionen wirkt eine elektrostatische Anziehung. Diese Anziehung wird bei Salzen als '''Ionenbindung''' bezeichnet.

Ein Salzkristall besteht nicht aus einzelnen, abgeschlossenen NaCl-Molekülen. Stattdessen sind sehr viele Kationen und Anionen regelmäßig in einem dreidimensionalen '''Ionengitter''' angeordnet.

[[Datei:Sodium-chloride-3D-ionic.png|500px|rahmenlos|center]]

Im Natriumchloridgitter ist jedes Natriumion von Chloridionen und jedes Chloridion von Natriumionen umgeben.

[[Datei:Nacllattice.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=Gxmn31kAUJ0 |500|center}}

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== Eigenschaften von Salzen ==

Der Aufbau aus Ionen erklärt viele typische Eigenschaften von Salzen:

{| class="wikitable"
! Eigenschaft
! Erklärung mit dem Teilchenmodell
|-
| hohe Schmelztemperatur
| Zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen wirken starke Anziehungskräfte.
|-
| kristalliner Aufbau
| Die Ionen sind regelmäßig in einem Gitter angeordnet.
|-
| Sprödigkeit
| Beim Verschieben von Gitterebenen können gleich geladene Ionen nebeneinander gelangen und sich abstoßen.
|-
| elektrische Leitfähigkeit als Schmelze
| Die Ionen sind beweglich und können Ladung transportieren.
|-
| elektrische Leitfähigkeit in Lösung
| Gelöste Ionen bewegen sich durch die Flüssigkeit.
|}

[[Datei:Sodium-chloride-crystal-breaking.svg|500px|rahmenlos|center]]

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= Ionenradien =

Ein Kation ist meist kleiner als das zugehörige neutrale Atom. Durch die Elektronenabgabe nimmt die gegenseitige Abstoßung zwischen Elektronen ab. Manchmal fällt sogar die äußerste besetzte Schale weg.

Ein Anion ist meist größer als das zugehörige neutrale Atom. Durch die Elektronenaufnahme steigt die Abstoßung zwischen den Elektronen in der Hülle.

Diese Größenunterschiede beeinflussen den Aufbau von Ionengittern und die Eigenschaften von Salzen.

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= Einatomige und mehratomige Ionen =

Nicht jedes Ion besteht nur aus einem Atom.

{| class="wikitable"
! Art
! Beispiel
! Name
|-
| einatomiges Kation
| K+
| Kaliumion
|-
| einatomiges Anion
| F-
| Fluoridion
|-
| mehratomiges Kation
| NH4+
| Ammoniumion
|-
| mehratomiges Anion
| NO3-
| Nitration
|-
| mehratomiges Anion
| SO42-
| Sulfation
|-
| mehratomiges Anion
| CO32-
| Carbonation
|}

Bei mehratomigen Ionen gehört die angegebene Ladung zur gesamten Atomgruppe.

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= Typische Ionenladungen im Periodensystem =

Bei vielen Hauptgruppenelementen lässt sich eine häufige Ionenladung aus der Stellung im [[Periodensystem]] abschätzen.

{| class="wikitable"
! Hauptgruppe
! häufige Ionenbildung
! Beispiel
|-
| 1
| einfach positives Kation
| Na+
|-
| 2
| zweifach positives Kation
| Mg2+
|-
| 13
| häufig dreifach positives Kation
| Al3+
|-
| 15
| bei einfachen Anionen häufig dreifach negativ
| N3-
|-
| 16
| häufig zweifach negatives Anion
| O2-
|-
| 17
| häufig einfach negatives Anion
| Cl-
|}

Bei Übergangsmetallen können unterschiedliche Ionenladungen vorkommen. Eisen bildet zum Beispiel Fe2+- und Fe3+-Ionen. Die Ladung muss dann aus dem Namen, der Formel oder dem Reaktionszusammenhang erschlossen werden.

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= Verhältnisformeln von Salzen =

Ein Salz ist insgesamt elektrisch neutral. Deshalb muss die Summe aller positiven und negativen Ladungen null ergeben.

Allgemein gilt:

<math>\sum n_i \cdot z_i = 0</math>

Dabei steht <math>n_i</math> für die Anzahl einer Ionensorte und <math>z_i</math> für ihre Ladungszahl.

{{BR}}
== Beispiel Natriumchlorid ==

Na+ und Cl- gleichen sich im Verhältnis 1 zu 1 aus.

<math>\mathrm{Na^+ + Cl^- \rightarrow NaCl}</math>

{{BR}}
== Beispiel Magnesiumchlorid ==

Ein Mg2+-Ion benötigt zwei Cl--Ionen.

<math>\mathrm{Mg^{2+} + 2\,Cl^- \rightarrow MgCl_2}</math>

{{BR}}
== Beispiel Aluminiumoxid ==

Die kleinste gemeinsame Ladung von Al3+ und O2- ist sechs. Deshalb werden zwei Aluminiumionen und drei Oxidionen benötigt.

<math>\mathrm{2\,Al^{3+} + 3\,O^{2-} \rightarrow Al_2O_3}</math>

Die tiefgestellten Zahlen geben das kleinste ganzzahlige Zahlenverhältnis der Ionen an. Die Ladungszeichen werden in der fertigen Salzformel nicht mitgeschrieben.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=feJCg1lSwSk |500|center}}

{{BR}}
= Ionen in Wasser =

Viele Salze lösen sich in Wasser. Dabei werden die Ionen aus dem Gitter gelöst und von Wassermolekülen umgeben. Dieser Vorgang heißt '''Hydratation'''.

Wasser ist ein polares Molekül. Die teilweise negativ geladene Sauerstoffseite richtet sich zu Kationen aus. Die teilweise positiv geladenen Wasserstoffseiten richten sich zu Anionen aus.

[[Datei:Sodium chloride solution.png|500px|rahmenlos|center]]

Für Natriumchlorid kann der Lösungsvorgang so geschrieben werden:

<math>\mathrm{NaCl_{(s)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}}</math>

Die Angabe <math>\mathrm{(aq)}</math> bedeutet, dass das Ion in Wasser gelöst ist.

Nicht jedes Salz ist gut wasserlöslich. Ob sich ein Salz löst, hängt vom Zusammenspiel der Kräfte im Ionengitter und der Wechselwirkungen mit Wasser ab.

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= Elektrische Leitfähigkeit und Ionenwanderung =

Elektrischer Strom ist die gerichtete Bewegung geladener Teilchen.

In einem festen Salzkristall sitzen die Ionen an festen Gitterplätzen. Deshalb leitet festes Natriumchlorid den elektrischen Strom kaum.

In einer Salzschmelze oder Salzlösung sind die Ionen beweglich. Dann können sie Ladung transportieren.

Bei einer Elektrolyse gilt:

# Kationen wandern zur negativ geladenen Kathode.
# Anionen wandern zur positiv geladenen Anode.

An den Elektroden können Elektronen aufgenommen oder abgegeben werden. Dadurch entstehen aus Ionen neue Stoffe.

[[Datei:Elektrolyse Allgemein.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=QbqEr1QE80E |500|center}}

{{BR}}
= Oxidation und Reduktion =

Die Bildung von Ionen kann als Elektronenübertragung beschrieben werden.

'''Oxidation''' bedeutet Elektronenabgabe:

<math>\mathrm{Na \rightarrow Na^+ + e^-}</math>

'''Reduktion''' bedeutet Elektronenaufnahme:

<math>\mathrm{Cl + e^- \rightarrow Cl^-}</math>

Oxidation und Reduktion laufen bei einer Elektronenübertragung immer gekoppelt ab. Eine solche Reaktion heißt [[Redoxreaktion]].

{{BR}}
= Bedeutung von Ionen im Alltag =

Ionen kommen in vielen Bereichen vor:

{| class="wikitable"
! Bereich
! Beispiele
! Bedeutung
|-
| Ernährung
| Na+, K+, Ca2+, Cl-
| Bestandteile von Lebensmitteln und Körperflüssigkeiten
|-
| Nervensystem
| Na+, K+, Ca2+
| Beteiligung an elektrischen Signalen
|-
| Knochen und Zähne
| Calcium- und Phosphationen
| Aufbau mineralischer Strukturen
|-
| Düngemittel
| NH4+, NO3-, K+
| Versorgung von Pflanzen mit Nährstoffen
|-
| Batterien
| bewegliche Ionen im Elektrolyten
| Transport elektrischer Ladung im Inneren
|-
| Wasseraufbereitung
| Ionenaustausch
| Entfernung oder Austausch gelöster Ionen
|}

Die Wirkung eines Stoffes kann nicht allein aus der Ladung eines Ions abgeleitet werden. Entscheidend sind unter anderem Ionensorte, Konzentration, Umgebung und chemische Verbindung.

{{BR}}
= Sicherheit im Chemieunterricht =

# Chemikalien dürfen niemals probiert werden.
# Schutzbrille und weitere vorgeschriebene Schutzausrüstung müssen getragen werden.
# Reaktionen mit Natrium oder Chlor gehören ausschließlich in fachkundige Hände.
# Elektrolysen dürfen nur mit geeigneten Geräten und nach Anweisung durchgeführt werden.
# Unbekannte Salzlösungen werden nicht berührt oder entsorgt, bevor die Lehrkraft die Vorgehensweise erklärt hat.

{{BR}}
= Häufige Fehler =

{| class="wikitable"
! Fehler
! Richtigstellung
|-
| Ein Kation enthält nur positive Teilchen.
| Auch ein Kation enthält Protonen und Elektronen. Es besitzt lediglich weniger Elektronen als Protonen.
|-
| Ein Anion entsteht durch die Aufnahme von Protonen.
| Ein einfaches Anion entsteht meist durch die Aufnahme von Elektronen.
|-
| Die Ladung steht als tiefgestellte Zahl.
| Die Ionenladung wird rechts oben am Elementsymbol angegeben.
|-
| NaCl besteht aus einzelnen NaCl-Molekülen.
| Festes Natriumchlorid bildet ein ausgedehntes Ionengitter.
|-
| Festes Salz leitet Strom.
| Erst bewegliche Ionen in einer Schmelze oder Lösung ermöglichen eine gute Ionenleitung.
|-
| Die tiefgestellte Zahl in MgCl2 ist eine Ladung.
| Sie gibt das Zahlenverhältnis der Ionen an.
|}

{{BR}}
= Zusammenfassung =

Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen. Kationen sind positiv geladen und entstehen meist durch Elektronenabgabe. Anionen sind negativ geladen und entstehen meist durch Elektronenaufnahme. Entgegengesetzt geladene Ionen ziehen sich an und können Ionengitter bilden. Salzformeln geben das kleinste Zahlenverhältnis an, bei dem sich alle Ionenladungen ausgleichen. In Lösungen und Schmelzen sind Ionen beweglich und können elektrischen Strom leiten.

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was ist ein Ion?'''
(Ein elektrisch geladenes Teilchen)
(!Ein ungeladenes Molekül)
(!Ein Teilchen ohne Elektronen)
(!Ein einzelnes Proton)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Wie entsteht ein Kation?'''
(Durch die Abgabe von Elektronen)
(!Durch die Aufnahme von Elektronen)
(!Durch die Abgabe von Protonen)
(!Durch die Aufnahme von Neutronen)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Wie entsteht ein Anion?'''
(Durch die Aufnahme von Elektronen)
(!Durch die Abgabe von Elektronen)
(!Durch die Aufnahme von Protonen)
(!Durch die Abgabe von Neutronen)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Warum ist ein Natriumion positiv geladen?'''
(Es besitzt weniger Elektronen als Protonen)
(!Es besitzt mehr Elektronen als Protonen)
(!Es besitzt keine Protonen)
(!Es besitzt mehr Neutronen als Elektronen)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Welche Gleichung beschreibt die Bildung eines Chloridions?'''
(Chlor nimmt ein Elektron auf)
(!Chlor gibt ein Elektron ab)
(!Chlor nimmt ein Proton auf)
(!Chlor gibt ein Neutron ab)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Warum ist ein Salz insgesamt elektrisch neutral?'''
(Positive und negative Ladungen gleichen sich aus)
(!Alle Ionen verlieren ihre Ladung)
(!Salze enthalten nur neutrale Atome)
(!Anionen werden im Gitter zerstört)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Warum leitet festes Natriumchlorid den Strom kaum?'''
(Die Ionen sind nicht frei beweglich)
(!Es enthält keine geladenen Teilchen)
(!Die Elektronen sind vollständig verschwunden)
(!Das Salz besitzt keine Kristallstruktur)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Wohin wandern Kationen bei einer Elektrolyse?'''
(Zur negativ geladenen Kathode)
(!Zur positiv geladenen Anode)
(!In den Atomkern)
(!Immer nach oben)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Welches Zahlenverhältnis gilt in Magnesiumchlorid?'''
(Ein Magnesiumion zu zwei Chloridionen)
(!Zwei Magnesiumionen zu einem Chloridion)
(!Ein Magnesiumion zu einem Chloridion)
(!Drei Magnesiumionen zu zwei Chloridionen)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Welches Teilchen ist ein mehratomiges Anion?'''
(Sulfation)
(!Natriumion)
(!Magnesiumion)
(!Chloridion)

{{E}}
 

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Kation || positiv geladenes Ion
|-
| Anion || negativ geladenes Ion
|-
| Oxidation || Elektronenabgabe
|-
| Reduktion || Elektronenaufnahme
|-
| Ionengitter || regelmäßige räumliche Anordnung
|-
| Elektrolyt || ionenhaltige leitfähige Flüssigkeit
|-
| Natriumion || Na⁺
|-
| Chloridion || Cl⁻
|}
{{E}}
 

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Thema
|-
| '''Elektronenabgabe'''
| Kationenbildung
|-
| '''Elektronenaufnahme'''
| Anionenbildung
|-
| '''Natriumion'''
| Na⁺
|-
| '''Chloridion'''
| Cl⁻
|-
| '''Ladungsausgleich'''
| neutrale Salzformel

|}
{{E}}

 
...
 

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Kation || Wie heißt ein positiv geladenes Ion?
|-
| Anion || Wie heißt ein negativ geladenes Ion?
|-
| Elektron || Welches Teilchen wird bei der Ionenbildung abgegeben oder aufgenommen?
|-
| Ionengitter || Wie heißt die regelmäßige räumliche Anordnung in einem Salzkristall?
|-
| Elektrolyt || Wie nennt man eine ionenhaltige leitfähige Flüssigkeit?
|-
| Valenzelektron || Wie heißt ein Elektron auf der äußersten besetzten Schale?
|}
{{E}}
 

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Kationen+und+Anionen+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.''' 
|type="{}"}
Ein elektrisch geladenes Teilchen heißt { Ion }. Ein positiv geladenes Ion wird als { Kation } bezeichnet. Ein negativ geladenes Ion heißt { Anion }. Bei der Bildung eines Kations werden Elektronen { abgegeben }. Bei der Bildung eines Anions werden Elektronen { aufgenommen }. Die Elektronen auf der äußersten besetzten Schale heißen { Valenzelektronen }. Entgegengesetzt geladene Ionen werden durch elektrostatische { Anziehung } zusammengehalten. Die regelmäßige Anordnung der Ionen in einem Salzkristall heißt { Ionengitter }. In einer Salzlösung sind die Ionen frei { beweglich }. Kationen wandern bei der Elektrolyse zur { Kathode }. Anionen wandern bei der Elektrolyse zur { Anode }. Die Verhältnisformel eines Salzes muss einen vollständigen { Ladungsausgleich } zeigen.
</quiz>

 

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===

# [[Ionen-Steckbrief]]: Erstelle einen Steckbrief zu einem selbst gewählten Kation und einem selbst gewählten Anion.
# [[Schalenmodell]]: Zeichne die Bildung eines Natriumions und eines Chloridions im Schalenmodell.
# [[Begriffsplakat]]: Gestalte ein übersichtliches Plakat mit den Begriffen Atom, Ion, Kation, Anion und Elektron.
# [[Salze im Alltag]]: Fotografiere oder zeichne drei Produkte, die Salze enthalten, und beschreibe ihre Verwendung.

{{BR}}
=== Standard ===

# [[Erklärvideo]]: Produziere ein höchstens dreiminütiges Lernvideo zur Frage, warum Kationen positiv und Anionen negativ geladen sind.
# [[Leitfähigkeit]]: Plane einen sicheren Vergleich der Leitfähigkeit von festem Salz, destilliertem Wasser und Salzlösung.
# [[Verhältnisformel]]: Entwickle eine Anleitung, mit der andere Lernende aus Ionenladungen eine Salzformel ableiten können.
# [[Ionenwanderung]]: Erstelle eine beschriftete Animation oder Bildfolge zur Bewegung von Kationen und Anionen bei einer Elektrolyse.

{{BR}}
=== Schwer ===

# [[Modellkritik]]: Vergleiche Schalenmodell, Lewis-Schreibweise und Ionengittermodell und beurteile ihre jeweiligen Grenzen.
# [[Ionennachweis]]: Recherchiere einen schulgeeigneten Nachweis für ein ausgewähltes Ion und entwirf dazu ein Versuchsprotokoll mit Sicherheitsangaben.
# [[Interview Chemie]]: Befrage eine Fachperson aus Labor, Medizin, Landwirtschaft oder Wassertechnik zur Bedeutung von Ionen im Berufsalltag.
# [[Forschungsprojekt]]: Untersuche, wie die Konzentration einer Salzlösung ihre elektrische Leitfähigkeit beeinflusst, und werte Messdaten in einem Diagramm aus.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Teilchenmodell anwenden]]: Erkläre mit dem Teilchenmodell, warum festes Kochsalz nicht gut leitet, eine Kochsalzlösung aber schon.
# [[Fehleranalyse]]: Eine Schülerin behauptet, ein Chloridion sei negativ, weil es ein Proton verloren habe. Widerlege die Aussage fachlich.
# [[Formel ableiten]]: Leite aus Al3+ und O2- die Formel des entstehenden Salzes ab und begründe jeden Schritt.
# [[Modellvergleich]]: Vergleiche ein einzelnes Na+-Cl--Paar mit einem Ionengitter. Erkläre, welches Modell festes Natriumchlorid besser beschreibt.
# [[Elektrolyse übertragen]]: Sage voraus, zu welcher Elektrode Cu2+- und Cl--Ionen wandern, und begründe Deine Entscheidung.
# [[Alltagsbezug]]: Erkläre, warum eine Elektrolytlösung sowohl positive als auch negative Ionen enthalten muss, obwohl sie insgesamt neutral ist.

 
 

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis zu diesem Thema ist wichtig:

# Du definierst Ion, Kation und Anion fachlich korrekt.
# Du erklärst Ionenbildung als Abgabe oder Aufnahme von Elektronen.
# Du stellst einfache Ionen im Schalenmodell oder in der Lewis-Schreibweise dar.
# Du leitest häufige Ionenladungen von Hauptgruppenelementen ab.
# Du stellst Verhältnisformeln durch Ladungsausgleich auf.
# Du erklärst Ionengitter, Sprödigkeit und hohe Schmelztemperaturen.
# Du vergleichst die Leitfähigkeit fester Salze mit der von Salzschmelzen und Salzlösungen.
# Du beschreibst die Wanderung von Kationen und Anionen bei einer Elektrolyse.
# Du verwendest chemische Symbole, Ladungszeichen und Indizes korrekt.
# Du beachtest bei Versuchen die Sicherheitsregeln.

 
 

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Ion </iframe>

 

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Kationen und Anionen - Chemie]]'''
# [[Atombau]]
# [[Schalenmodell]]
# [[Periodensystem]]
# [[Oktettregel]]
# [[Ionenbindung]]
# [[Salze]]
# [[Redoxreaktion]]
# [[Elektrolyse]]
# [[Elektrische Leitfähigkeit]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Schule]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Klasse 7-8]]
[[Kategorie:Klasse 9-10]]
[[Kategorie:Ionen]]
[[Kategorie:Salze]]
[[Kategorie:Chemische Bindung]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Kationen und Anionen - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt