Ionenbindung
Ionenbindung oder heteropolare Bindung[Bearbeiten]
In der Natur kommen einzelne Atome selten vor. Meist treten sie in größeren Gruppierungen auf (Moleküle, Kristalle). Auch die elementar vorkommenden Elemente (z. B. Stickstoff) liegen nicht in einzelnen Atomen vor, sondern gehen chemische Bindungen mit den Atomen der gleichen Art ein. Eine Ausnahme bilden die Edelgase. Edelgase sind chemisch inert, was bedeutet, dass die äußere Elektronenschale der Edelgase besonders stabil ist. (Für das chemische Verhalten der Elemente sind die Elektronen auf der äußersten Elektronenschale verantwortlich - Schalenmodell). Mit Ausnahme des Heliums, das mit zwei Elektronen in der ersten Schale besonders beständig ist, haben die Edelgasatome stets acht Valenzelektronen. Diese Elektronenkonfiguration nennt man Edelgaskonfiguration. Das Bestreben vieler Hauptgruppenelemente, durch Elektronenaufnahme bzw. Elektronenabgabe Edelgas-ähnliche Konfigurationen anzunehmen und somit einen besonders stabilen Zustand zu erreichen, bezeichnet man als Edelgasregel''''' (Oktettregel), da es in der Regel acht Valenzelektronen sind.
Während die metallischen Hauptgruppen-Atome meist versuchen durch Abgabe aller Valenzelektronen Edelgaskonfiguration anzunehmen und positiv geladene Ionen zu bilden, findet man bei den Nichtmetall-Atomen das Gegenteil: Sie nehmen Elektronen auf, bilden also negativ geladene Ionen und nehmen die Konfiguration der im Periodensystem auf sie folgenden Edelgase ein.
| Na | Na+ + e- | ||
| Ca | Ca 2+ + 2e- | ||
| Cl + e- | Cl- | ||
| Bei der Ionenbindung entstehen durch Elektronenübertragung vom Metallatom auf das Nichtmetallatom elektrisch geladene Teilchen, die Ionen. Die Bindung wird durch elekrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen bewirkt. |
So liegen viele metallische Hauptgruppenelemente in ihren Verbindungen in Form ihrer Atomrümpfe vor, d.h. es fehlen ihnen die Valenz-Elektronen der äußeren Elektronenschale. Dies gilt insbesondere für die Alkalimetalle (z. B. Na, K) und Erdalkalimetalle (z. B. Ca, Mg).
Ein Elektron wird aufgenommen: Anion (Duden: Chemie Basiswissen Schule, 2001)
|}
Von den vier Typen zwischenatomarer Bindungskräfte (Ionen-, Atom-, van der Waals und Metallischer Bindung) ist die Ionenbindung oder heteropolare Bindung die physikalisch einfachste; sie entsteht durch die elektrische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen.
Durch die Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen werden die Atome elektrisch geladen, denn die Zahl der Elektronen entspricht nicht mehr der Zahl der Protonen im Kern. Solche elektrisch geladenen Atome nennt man Ionen. Metallatome bilden positiv geladene, Nichtmetallatome in der Regel negativ geladene Ionen. Die durch die Elektronenaufnahme bzw. -abgabe bewirkten Änderungen im Zustand der Elektronenhülle bedingen, dass die Ionen vollkommen andere Eigenschaften besitzen als die Atome, aus denen sie entstanden sind.
Abbildung 3
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|
| Natrium -Atom: |
ein leichtes, sehr weiches, reaktionsfähiges Metall
| Chlor-Atome | : |
Sie treten paarweise als Molekül zusammen und
bilden ein grünes, giftiges, stechend riechendes Gas.
Natrium- und Chlor-Ionen:
Sie können nicht ohne "Gegenionen" existieren, da ein Stoff elektrisch neutral sein muss. Na+- und Cl- - Ionen bilden einen weißen, typisch salzartigen Stoff – NaCl = Halit
Da die von den Ionen ausgehenden Kräfte räumlich in alle Richtungen wirken, wird ein positives Ion sich allseitig mit negativen Ionen umgeben und umgekehrt.
Die Ionen bilden deshalb keine Moleküle, sondern es kommt zur Bildung eines Ionengitters, d.h. eines Kristallgitters mit Ionen als Gitterbausteinen. Die Ladungen der Ionen heben sich gegenseitig auf, so dass der Kristall als Ganzes elektrisch neutral erscheint.
Die Formel der Ionenverbindung, d.h. das Ionenverhältnis, wird durch die Ladungen der Ionen bestimmt, durch die Zahl der Außenelektronen beider Atomarten.
Abbildung 4: Periodensystem der Elemente: Die Elemente, aus denen die meisten bauschädlichen Salze bestehen, zeigen einen roten Hintergrund
Kochsalz besitzt den chemischen Namen Natriumchlorid, den mineralogischen Namen Halit und besteht aus Natrium- und Chlorid Ionen.
Die Ladungsneutralität bedingt, dass am Aufbau von Kochsalz gleich viele einfach positiv geladenen Natrium-Ionen wie auch einfach negativ geladenen Chlorid-Ionen beteiligt sind., d. h. das kleinste ganzzahlige Verhältnis dieser Ionen ist 1:1. Dies bringt die Formel NaCl zum Ausdruck.
Atom- und Ionenradien[Bearbeiten]
Die Größe von Atomen oder Ionen übt einen wesentlichen Einfluss auf ihre Anordnung sowie auf andere Eigenschaften aus und kann damit auch die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Substanzen bestimmen. Die Atomradien nehmen innerhalb einer Gruppe des Periodensystems von oben nach unten zu, weil nach jeder Periode wieder eine neue Elektronenschale hinzukommt und dadurch das gesamte Ladungswolkensystem immer ausgedehnter wird. Innerhalb einer Periode nehmen hingegen die Atomradien stark ab, da die Kernladung wächst, die Zahl der Schalen bleibt
unverändert. Durch die größer werdende Kernladung schrumpft die Ladungswolke immer stärker.
Tabelle 1: Radienquotienten und Koordinationszahl (nach (A. Arni.: Grundkurs Chemie. 1. Aufl. –Weinheim; New York; Basel; Cambridge: VCH, 1993, 354 S.)
| Koordinationszahl | Koordinationspolyeder Kristallform |
Radienquotienten rK/rA |
Beispiel |
| 4 | Tetraeder | 0,23-0,41 | SiO2 |
| 6 | Oktaeder | 0,41-0,73 | NaCl, KCl, CaO |
| 8 | Würfel | 0,73-1,00 | CaF2, NH4Cl |
| 12 | Kubooktaeder | 1,00 | Cu |
Durch die Abgabe von Elektronen werden die Atomrümpfe kleiner. Die Radien positiver Ionen sind daher grundsätzlich kleiner als die Radien der entsprechenden Atome. Daher ist die Größenabnahme um so ausgeprägter, je höher positiv das betreffende Ion geladen ist. Je höher die Kernladung, um so stärker wird die Ladungswolke zusammengezogen. Umgekehrt sind die Radien negativer Ionen beträchtlich größer als die Radien der Atome.
Die Vorstellung, dass ein Ion eine charakteristische und streng konstante Größe besitzt, ist nur eingeschränkt richtig. Der Radius eines bestimmten Ions hängt auch von seiner Koordination (siehe weiter unten) ab. Daher ist der Radius der Cl-- Ions in NaCl (KZ = 6) nicht genau gleich dem in CsCl (KZ = 8). Für die Änderung des Radius mit der Koordinationszahl (KZ) erhält man also:
Tabelle 2: Der Ionenradius wird von der Koordinationszahl des Ions mit bestimmt
| Koordinationszahl | 8 | 6 | 4 |
| Radius | 1,03 | 1,00 | 0,95 |
Tabelle 3: Atom und Ionenradien
| Element | Na | K | Mg | Ca | Cl |
| Ladung | 1+ | 1+ | 2+ | 2+ | 1- |
| Atomradius [Å] | 1,90 | 2,35 | 1,60 | 1,97 | 0,99 |
| Ion-Radius [Å] | 0,97 | 1,33 | 0,66 | 0,99 | 1,81 |
Ionisierungsenergie:[Bearbeiten]
Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um beispielsweise ein Elektron gegen die positive Rumpfladung zu entfernen. Andererseits wird bei der Bildung einfach negativ geladener Ionen, also bei der Aufnahme eines einzigen Elektrons Energie frei (Elektronenaffinität).
Nr. |
Sym¬bol |
Ionisierungsenergie in eV* | ||||||||||||||
| 1. | 2. | 3. | 4. | 5. | 6. | 7. | 8. | 9. | 10 | 11. | 12. | 13. | 14. | 15. | ||
| abgespaltenes Elektron | ||||||||||||||||
| 1 | H | 13.6 | ||||||||||||||
| 2 | He | 24.6 | 54.4 | |||||||||||||
| 3 | Li | 5.4 | 75.6 | 122.5 | ||||||||||||
| 4 | Be | 9.3 | 18.2 | 153.9 | 217.7 | |||||||||||
| 5 | B | 8.3 | 25.2 | 37.9 | 259.4 | 340.2 | ||||||||||
| 6 | C | 11.3 | 24.4 | 47.9 | 64.5 | 392.1 | 490.0 | |||||||||
| 7 | N | 14.5 | 29.6 | 47.5 | 77.5 | 97.9 | 552.1 | 667.0 | ||||||||
| 8 | O | 13.6 | 35.1 | 54.9 | 77.4 | 113.9 | 138.1 | 739.3 | 871.4 | |||||||
| 9 | F | 17.4 | 35.0 | 62.7 | 87.1 | 114.2 | 157.2 | 185.2 | 953.7 | 1103.1 | ||||||
| 10 | Ne | 21.6 | 41.0 | 63.5 | 97.1 | 126.2 | 157.9 | 207.3 | 239.0 | 1195.8 | 1362.2 | |||||
| 11 | Na | 5.1 | 47.3 | 71.6 | 98.9 | 138.4 | 172.2 | 208.5 | 264.2 | 299.9 | 1465.1 | 1648.7 | ||||
| 12 | Mg | 7.6 | 15.0 | 80.1 | 109.2 | 141.3 | 186.5 | 224.9 | 265.9 | 328.0 | 367.5 | 1761.8 | 1962.6 | |||
| 13 | Al | 6.0 | 18.8 | 28.4 | 120.0 | 153.7 | 190.5 | 241.4 | 284.6 | 330.2 | 398.6 | 442.1 | 2085.9 | 2304.0 | ||
| 14 | Si | 8.1 | 16.3 | 33.5 | 45.1 | 166.7 | 205.0 | 246.5 | 303.2 | 351.1 | 404.4 | 476.1 | 523.5 | 2437.7 | 2673.1 | |
| 15 | P | 10.5 | 19.7 | 30.2 | 51.4 | 65.0 | 220.4 | 263.2 | 309.4 | 371.7 | 424.5 | 479.6 | 560.4 | 611.9 | 2816.9 | 3069.8 |
| 16 | S | 10.4 | 23.4 | 35.0 | 47.3 | 72.5 | 88.0 | 281.0 | 328.8 | 379.1 | 447.1 | 504.8 | 564.6 | 651.6 | 707.1 | 3223.8 |
| 17 | Cl | 13.0 | 23.8 | 39.9 | 53.5 | 67.8 | 97.0 | 114.2 | 348.3 | 400.1 | 455.6 | 529.3 | 592.0 | 656.7 | 749.7 | 809.4 |
| 18 | Ar | 15.8 | 27.6 | 40.9 | 59.8 | 75.0 | 91.3 | 124.0 | 143.5 | 422.4 | 478.7 | 539.0 | 618.2 | 686.0 | 755.7 | 854.8 |
| 19 | K | 4.3 | 31.8 | 45.7 | 60.9 | 83.0 | 100.0 | 117.6 | 155.0 | 176.0 | 503.4 | 564.1 | 629.1 | 714.0 | 787.1 | 861.8 |
| 20 | Ca | 6.1 | 11.9 | 50.9 | 67.0 | 84.4 | 108.8 | 127.7 | 147.2 | 188.5 | 211.3 | 591.3 | 656.4 | 726.0 | 816.6 | 895.1 |
Tabelle 4: Ionisierungsenergien
Tabelle entnommen aus: Christen H.-R.: Chemie auf dem Weg in die Zukunft. Frankfurt a. M. 1988, S. 57 (Verlag Sauerländer AG).
| Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um z.B. ein Elektron gegen die positive Rumpfladung zu entfernen. |
Die Bildung mehrfach negativ geladener Ionen erfordert hingegen einen Energieaufwand, weil das zweite Elektron nur gegen die starke Abstoßung durch das bereits negativ geladene Ion noch aufgenommen werden muss. Die Bildung höher negativ geladener Ionen ist noch mehr erschwert und nur bei kleinen Atomen möglich (N, P). Sämtliche positive sowie die mehrfach negativ geladenen Ionen sind also energiereicher, d.h. weniger stabil als die entsprechenden Atome. Die zur Abtrennung der Elektronen aufzuwendende Energie ist um so größer, je kleiner das Atom ist und je mehr Elektronen abgespalten werden müssen. Die Ionisierungsenergien nehmen deshalb innerhalb einer Gruppe des Periodensystems nach unten ab (die Anzahl der Schalen und somit die Atomradien steigen innerhalb der Hauptgruppe), innerhalb einer Periode aber nach rechts zu (bei konstanter Zahl der Schalen steigt die Kernladung innerhalb der Periode und damit die Anziehungskraft auf die Elektronen der Schalen).
Gitterenergie[Bearbeiten]
Nähern sich nun positiv und negativ geladene Ionen so stark, dass sie sich zum Gitter zusammenlagern, so wird ein beträchtlicher Energiebetrag frei, die Gitterenergie. Diese Gitterenergie entspricht der Arbeit, die zur Trennung der Ionen im Gitter gegen ihre elektrische Anziehung aufzuwenden ist. Die Gitterenergie ist deutlich größer als die Ionisierungsenergien, d. h. bei der Salzbildung entstehen energieärmere und damit stabilere Verbindungen. Somit ist die Gitterenergie also letztlich die Ursache des stark exothermen Verlaufs vieler Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen und sie bildet die eigentliche Triebkraft eines solchen Vorgangs.
Die Gitterenergie hängt in erster Linie von den Ladungen der Ionen sowie vom Abstand der Ladungsschwerpunkte, d.h. von den Ionenradien, ab. Verbindungen mit kleinen hochgeladenen Ionen (CaF2) besitzen deshalb hohe Gitterenergien und bilden sich - trotz großen aufzuwendenden Ionisierungsenergien und Elektronenaffinitäten - stark exotherm. Die Gitterenergie ist ein Ausdruck des Zusammenhaltes des Ionengitters. Ionengitter mit hohen Gitterenergien sind gewöhnlich recht hart, spröde, schwer zu schmelzen und oft auch schwer zu lösen.
| Die Gitterenergie wird frei, wenn sich Ionen aus „unendlicher“ Entfernung einander nähern und zu einem Ionenkristall ordnen. Die Größe der Gitterenergie ist ein Maß für die Stärke der Bindung zwischen den Ionen im Kristallgitter
|
Nicht etwa das Erreichen des Edelgaszustandes, sondern die Bildung eines stabilen Ionengitters bedingt den stark exothermen Verlauf dieser Reaktionen. Die Gitterenergie des Ionengitters ist auch die Ursache der, vor allem bei der Bildung einfacher Salze, häufig befolgte Oktettregel, also der bevorzugten Bildung Edelgas-ähnlicher Ionen. An sich wären nämlich feste Verbindungen, wie z. B. CaF durchaus stabil, aber die Gitterenergie von CaF2 ist wegen der doppelten Ladung des Ca2+-Ions so viel höher, dass bei der Reaktion von Calcium mit Fluor nicht CaF sondern CaF2 entsteht.
Tabelle 5: Gitterenergien einiger Salze [kJ/mol]*
| F- | Cl- | J- | |
| Na+ | -923 | -786 | -704 |
| K+ | -821 | -715 | -649 |
| Ca2+ | -2630 | -2257 | -2074 |
- CRC Handbook of Chemistry and Physics , 66th ed. 1985-1986, CRC Press
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