Ionenbindung und Ionenverbindungen
Wie Ionen durch Elektronenübergang entstehen, warum Coulomb-Kräfte sie zu einem Ionengitter verbinden und welche Stoffe und Eigenschaften dazugehören.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Ionenbindung ist die elektrostatische Anziehung zwischen Kationen und Anionen, die durch vollständigen Elektronenübergang entstehen und meist die Edelgaskonfiguration erreichen (Oktettregel).
- Eine große EN-Differenz (Faustregel ab etwa 2, teils 2,5) spricht für Ionenbindung; der Übergang zur polaren Atombindung ist fließend.
- Die Coulomb-Kraft ist ungerichtet, wirkt in alle Raumrichtungen und baut ein Ionengitter auf, in dem die Ionen um ihre Gleichgewichtslage schwingen.
- Ionisch sind neben NaCl, NaF, CsCl und \(\ce{CaF2}\) auch \(\ce{HgF2}\), \(\ce{SnCl2}\), Aluminiumacetat und die salzartigen Hydride \(\ce{NaH}\) und \(\ce{CaH2}\); in Komplexsalzen wie \(\ce{LiAlH4}\) liegt die Ionenbindung zwischen Kation und Komplexanion.
- Salze leiten fest praktisch nicht, wohl aber in Schmelze und wässriger Lösung; sie sind spröde und nicht alle gut wasserlöslich.
Worum es geht
Die Ionenbindung hält Salze wie Natriumchlorid in der Infusionslösung oder Natriumfluorid in der Zahnpasta zusammen. Sie ist neben der Atombindung und der Metallbindung einer der drei großen Bindungstypen. Wer sie verstanden hat, kann vorhersagen, ob ein Stoff leitet, spröde ist oder sich löst.
Bildung von Ionen
Ionen entstehen, wenn ein Atom Elektronen vollständig an ein anderes abgibt. Das abgebende Atom wird zum positiv geladenen Kation. Das aufnehmende wird zum negativ geladenen Anion. Beim Natrium und Chlor sieht das so aus:
\[\ce{Na -> Na+ + e-}\]
\[\ce{Cl + e- -> Cl-}\]
Insgesamt reagieren Natrium und Chlor zu Natriumchlorid:
\[\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}\]
Warum gerade ein Elektron? Natrium besitzt außen nur ein 3s-Elektron. Gibt es dieses ab, hat \(\ce{Na+}\) die Konfiguration von Neon. Chlor fehlt ein Elektron zur Argonkonfiguration. Beide erreichen so eine stabile Edelgaskonfiguration.
Hauptgruppenelemente streben in Verbindungen acht Außenelektronen an, also die Elektronenkonfiguration des nächsten Edelgases. Bei der Ionenbindung erreichen sie das durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen.
Ob ein Atom leicht ein Elektron hergibt, verrät seine Ionisierungsenergie. Wie bereitwillig ein Atom eines aufnimmt, beschreibt seine Elektronenaffinität. Alkalimetalle geben leicht ab, Halogene nehmen gern auf.
Elektronegativitätsdifferenz
Die Elektronegativität (EN) misst, wie stark ein Atom Bindungselektronen anzieht. Die EN-Differenz der Partner bestimmt, ob eine Bindung eher ionisch oder eher kovalent ist. Je größer der Unterschied, desto vollständiger wandert das Elektron hinüber.
Als Faustregel gilt: Ab einer Differenz von etwa 2 überwiegt der ionische Charakter. Manche Lehrbücher setzen die Grenze erst bei 2,5 nach Pauling an. Eine scharfe Trennlinie gibt es nicht, denn der Übergang zur polaren Atombindung ist fließend. Jede reale Bindung hat ionische und kovalente Anteile.
Die Skala zeigt diesen Verlauf an Beispielen:
- Cl–Cl mit 0: unpolar kovalent
- C–Cl mit etwa 0,6 und H–Cl mit etwa 0,9: polar kovalent
- Na–Cl mit etwa 2,1: überwiegend ionisch
- Na–F und Cs–F mit über 3: stark ionisch
Bei einer Differenz von nur 0,5 überwiegt also klar der kovalente Anteil. Natriumchlorid liegt nach der strengen 2,5-Grenze sogar darunter und ist trotzdem ein typisches Salz. Das zeigt, warum man die Grenzwerte nur als Orientierung nutzt.
Energetisch betrachtet bildet sich eine Ionenbindung zwischen einem Partner mit niedriger Ionisierungsenergie und einem Partner mit hoher Elektronenaffinität. Typisch sind daher Verbindungen aus Alkali- oder Erdalkalimetallen mit Halogenen oder Sauerstoff.
Coulomb-Kräfte im Ionengitter
Sind die Ionen gebildet, ziehen sich entgegengesetzte Ladungen an. Diese elektrostatische Anziehung heißt Coulomb-Kraft. Sie ist der eigentliche Kern der Ionenbindung.
\[F = \frac{1}{4\pi\varepsilon_0} \cdot \frac{q_1 \cdot q_2}{r^2}\]
\(F\) ist die Kraft in N, \(q_1\) und \(q_2\) sind die Ionenladungen in C, \(r\) ist der Abstand der Ionenmittelpunkte in m, \(\varepsilon_0\) die elektrische Feldkonstante. Höhere Ladungen und kleinere Abstände verstärken die Anziehung.
Die Coulomb-Kraft ist ungerichtet. Sie wirkt kugelsymmetrisch in alle drei Raumrichtungen. Ein \(\ce{Na+}\) zieht deshalb nicht nur ein einzelnes \(\ce{Cl-}\) an, sondern alle Gegenionen in seiner Umgebung. Im Natriumchlorid ist jedes \(\ce{Na+}\) von sechs \(\ce{Cl-}\) umgeben und umgekehrt. So entsteht kein Einzelmolekül, sondern ein dreidimensionales Ionengitter.
Genau hier liegt der Unterschied zur Elektronenpaarbindung. Dort teilen sich zwei Atome ein gemeinsames Elektronenpaar, und die Bindung zeigt in eine bestimmte Richtung. Die Ionenbindung beruht dagegen auf keinem gemeinsamen Elektronenpaar. Auch Van-der-Waals-Kräfte halten das Salzgitter nicht zusammen, denn sie sind schwache Kräfte zwischen ungeladenen Molekülen. Dass der Zusammenhalt im NaCl-Gitter hauptsächlich auf Coulomb-Kräften beruht, wird im Examen gerne gefragt; achte darauf, ihn klar von kovalenten und Van-der-Waals-Kräften zu trennen.
Das Gitter ist nicht starr. Die Ionen schwingen um ihre Gleichgewichtslage, ähnlich wie Kugeln, die über Federn verbunden sind. Mit steigender Temperatur werden die Schwingungen stärker, bis das Gitter am Schmelzpunkt zerfällt. Wie stark ein Gitter zusammenhält, beschreibt die Gitterenergie. Die verschiedenen Anordnungen behandelt die Seite zu den Gittertypen.
Ionische Verbindungen
Salze sind durch die Ionenbindung charakterisiert. Klassisch sind Verbindungen aus Metallkationen und Halogenid-Anionen. Ionisch gebaut sind aber auch Salze mit mehratomigen Anionen und einige Hydride.
Ein salzartiges Hydrid bildet sich aus einem stark elektropositiven Metall und Wasserstoff. Der Wasserstoff übernimmt hier ein Elektron und liegt als Hydrid-Anion \(\ce{H-}\) vor. Beispiele sind Natriumhydrid und Calciumhydrid.
| Verbindung | Ionen | Hinweis |
|---|---|---|
| \(\ce{NaCl}\), \(\ce{NaF}\), \(\ce{CsCl}\) | \(\ce{Na+}\) bzw. \(\ce{Cs+}\) und Halogenid | klassische Alkalihalogenide |
| \(\ce{CaF2}\) | \(\ce{Ca^2+}\) und \(\ce{F-}\) | ionischer Anteil überwiegt |
| \(\ce{HgF2}\) | \(\ce{Hg^2+}\) und \(\ce{F-}\) | ionisch |
| \(\ce{SnCl2}\) | \(\ce{Sn^2+}\) und \(\ce{Cl-}\) | überwiegend ionisch |
| \(\ce{Al(CH3COO)3}\) | \(\ce{Al^3+}\) und Acetat | Aluminiumacetat, Ionenverbindung |
| \(\ce{NaH}\), \(\ce{CaH2}\) | Metallkation und \(\ce{H-}\) | salzartige Hydride, überwiegend ionisch |
| \(\ce{Na3[AlF6]}\) | \(\ce{Na+}\) und \(\ce{[AlF6]^3-}\) | Kryolith, Komplexsalz |
| \(\ce{Na[Al(OH)4(H2O)2]}\) | \(\ce{Na+}\) und Aluminat-Komplexanion | Komplexsalz |
| \(\ce{LiAlH4}\) | \(\ce{Li+}\) und \(\ce{AlH4-}\) | Lithiumaluminiumhydrid |
In Kryolith, im Aluminat und in \(\ce{LiAlH4}\) besteht die Ionenbindung zwischen dem Kation und dem ganzen Komplexanion. Innerhalb des Komplexanions sind die Bindungen kovalent bzw. koordinativ.
Den Aufbau der Komplexe selbst behandelt eine eigene Seite.
Anders sieht es bei festem Chlor aus. Es besteht aus \(\ce{Cl2}\)-Molekülen mit einer unpolaren Atombindung. Im Kristall halten nur schwache Dispersionskräfte die Moleküle zusammen, es bildet ein Molekülgitter und kein Ionengitter.
Besonders prüfungsrelevant ist die Zuordnung: Neben NaCl, NaF, CsCl und \(\ce{CaF2}\) zählen auch \(\ce{HgF2}\), \(\ce{SnCl2}\), Aluminiumacetat sowie die salzartigen Hydride \(\ce{NaH}\) und \(\ce{CaH2}\) zu den ionischen Verbindungen. Bei Komplexsalzen wie \(\ce{LiAlH4}\) oder Kryolith liegt die Ionenbindung zwischen Kation und Komplexanion.
Eigenschaften von Salzen
Viele Eigenschaften von Salzen folgen direkt aus dem Ionengitter. Strom fließt nur, wenn sich geladene Teilchen frei bewegen können.
- Fest: Die Ionen sitzen fest auf ihren Gitterplätzen. Freie Elektronen gibt es nicht. Ionenkristalle leiten den Strom deshalb praktisch nicht.
- Schmelze: Das Gitter ist aufgelöst, die Ionen werden beweglich. Die Schmelze leitet.
- Wässrige Lösung: Wassermoleküle lösen die Ionen aus dem Gitter. Auch die Lösung leitet.
Wie die Leitfähigkeit von der Zahl gelöster Teilchen abhängt, zeigt die Seite zu den kolligativen Eigenschaften.
Salze sind außerdem hart, aber spröde. Die starken Coulomb-Kräfte machen das Gitter widerstandsfähig. Verschiebt man jedoch eine Gitterebene um einen Platz, stehen sich plötzlich gleich geladene Ionen gegenüber. Sie stoßen sich ab, und der Kristall bricht. Metalle verformen sich dagegen, weil ihr Elektronengas die Rümpfe weiter zusammenhält.
Ein häufiger Irrtum betrifft die Löslichkeit. Nicht alle Ionenverbindungen lösen sich gut in Wasser. Silberchlorid, Bariumsulfat und auch Calciumfluorid sind schwerlöslich. Wie man das quantitativ fasst, erklärt die Seite zum Löslichkeitsprodukt.
Quiz
Aussage 1
Festes Chlor bildet ein Ionengitter aus \(\ce{Cl+}\)- und \(\ce{Cl-}\)-Ionen.
Festes Chlor besteht aus \(\ce{Cl2}\)-Molekülen, die durch Dispersionskräfte in einem Molekülgitter zusammengehalten werden.
Aussage 2
Die Ionenbindung beruht wie die Atombindung auf einem gemeinsamen Elektronenpaar der Partner.
Die Ionenbindung beruht auf ungerichteten Coulomb-Kräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen, nicht auf einem gemeinsamen Elektronenpaar.
Aussage 3
Die Ionen im Natriumchlorid-Gitter schwingen um ihre Gleichgewichtslage.
Das Ionengitter ist nicht starr; die Schwingungen nehmen mit der Temperatur zu, bis das Gitter am Schmelzpunkt zerfällt.
Aussage 4
In \(\ce{LiAlH4}\) besteht eine Ionenbindung zwischen \(\ce{Li+}\) und dem Komplexanion \(\ce{AlH4-}\).
Lithiumaluminiumhydrid ist ein Komplexsalz; innerhalb von \(\ce{AlH4-}\) sind die Bindungen kovalent.
Aussage 5
Bei einer Elektronegativitätsdifferenz von 0,5 überwiegt bereits der ionische Bindungscharakter.
Bei 0,5 überwiegt klar der kovalente Anteil; ionischer Charakter überwiegt erst bei großen Differenzen, als Faustregel ab etwa 2.
Aussage 6
Kristallines Natriumchlorid leitet den elektrischen Strom gut, weil es aus geladenen Teilchen besteht.
Im Festkörper sitzen die Ionen fest auf Gitterplätzen; Salze leiten erst in der Schmelze oder in wässriger Lösung.
Aussage 7
Calciumhydrid ist ein salzartiges Hydrid, in dem Wasserstoff als \(\ce{H-}\) vorliegt.
Mit stark elektropositiven Metallen wie Calcium bildet Wasserstoff Hydrid-Anionen; \(\ce{CaH2}\) ist überwiegend ionisch.
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