Kation

Ein Kation (ˈkati̯oːn, sprich: Kat-Jon; gr. κατά káta „herab“ und ἴον ion „Gehendes“ (Partizip Präsens zu ἰέναι iénai „gehen“)) ist ein positiv geladenes Ion. Da sich positiv geladene Ionen bei einer Elektrolyse stets zur negativ geladenen Kathode bewegen, wurde für sie der Name Kationen gewählt.

Diese entstehen aus Atomen oder Molekülen durch Abgabe von Elektronen oder Aufnahme von Wasserstoff-Ionen H+ (Protonen).

Salze sind immer aus Kationen und Anionen zusammengesetzt.

Der Austausch zwischen verschiedenwertigen Kationen wird durch die Gapon-Gleichung beschrieben. Zum chemischen Nachweis von Kationen werden moderne Laborgeräte aus der instrumentellen Analytik oder auch nur einfache Kationennachweise im Reagenzglas eingesetzt.

Inhaltsverzeichnis

Metallionen

Metallionen sind einfache Kationen, die sich aus Metallatomen durch Elektronenabgabe (Oxidation) bilden.

Beispiele von Metallionen, nach ihrer Wertigkeit geordnet:

  • einwertig (monovalent): K+, Na+, Li+, Cu+
  • zweiwertig (divalent): Mg2+, Ca2+, Ba2+, Cu2+, Fe2+, Zn2+
  • dreiwertig (trivalent): Al3+, Fe3+
  • vierwertig (tetravalent): Pb4+

Einige Metallionen wie Eisen-, Zink- oder Kupferionen haben als Spurenelemente in der Biologie eine Bedeutung. Sie sind beispielsweise Kofaktoren bei Metalloenzymen.

Zusammengesetzte Kationen

Beispiele für zusammengesetzte Kationen (Molekülkationen):

Die Ladung von einfachen Kationen

  • Na → Na+ + 1e
Aus dem Natrium-Atom entsteht durch Abgabe eines Elektrons ein einfach positiv geladenes Natriumion. Dadurch, dass eine negative Ladung im Atom weniger vorhanden ist, überwiegt die positive Ladung.
  • Mg → Mg2+ + 2e
Durch Abgabe von zwei Elektronen entsteht aus einem Magnesium-Atom ein zweifach positiv geladenes Magnesiumion.
  • Al → Al 3++ 3e
Das Aluminiumatom wird nach Abgabe von 3 Elektronen zu einem dreifach positiv geladenen Aluminiumion.

Die Ladung der Metall-Ionen ergibt sich aus der Elektronenkonfiguration (Verteilung der Elektronen in der Atomhülle). Die Abgabe von Elektronen hat das Ziel, gleich viele Elektronen wie ein Edelgas zu erreichen (Edelgaskonfiguration). Die Anzahl der abzugebenden Elektronen richtet sich nach der Anzahl der Außenelektronen, die sich im Periodensystem für die Hauptgruppenelemente aus deren Hauptgruppennummer ablesen lässt.

Literatur

  • A.F. Hollemann, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Walter de Gruyter, Berlin/New York 1985, ISBN 3-11-007511-3.
  • Hans Rudolf Christen: Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie. 8. Auflage. Otto Salle Verlag, Frankfurt am Main/Berlin/München 1985, ISBN 3-7935-5394-9.

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