Ionenbindungen

Wenn sich Atome miteinander verbinden, treten dabei Veränderungen in ihrer Elektronenstruktur auf. Man kann je nach Elektronenverteilung drei Formen von chemischen Bindungen unterscheiden:

1. die metallische Bindung - Metalle geben untereinander Außenelektronen ab, die allen Atomen im Metallverbund gemeinsam zur Verfügung gestellt werden.

2. die kovalente Bindung - Atome teilen sich gemeinsam Elektronen und bilden Moleküle, die über diese Elektronenpaare (kovalente Bindungen) verbunden sind.

3. die Ionenbindung - Ein Atom gibt Elektronen ab, die ein anderes aufnimmt. Durch die Ladungsverschiebung entstehen unterschiedlich geladene Spezies, Ionen, die sich elektrostatisch anziehen.

Besonders die beiden letzten Formen sind Grenzformen. Zwischen diesen gibt Mischformen, die vom Charakter her mehr zum einen oder anderen Typ tendieren.

Befassen wir uns nun mit der Ionenbindung (Der Einfachheit halber wollen wir uns dabei auf die Hauptgruppenelemente beschränken. Bei den Nebengruppen funkrioniert das aber im Grunde genauso.):

An chemischen Reaktionen sind - in guter Näherung - nur die Elektronen der Außenschalen, genauer: die Valenzelektronen eines Atoms beteiligt. Die Zahl der Valenzelektronen eines Atoms ist bei den Hauptgruppenelementen gleich der Hauptgruppennummer, in der sich das Element befindet. Natrium zum Beispiel gehört zur 1. Hauptgruppe, hat also ein Valenzelektron. Chlor gehört zur 7. Hauptgruppe, hat also 7 Valenzelektronen [Bild 1] .

Nach der Oktettregel haben beide Atome das Bestreben ihre äußerste Schale mit 8 Elektronen zu füllen, bzw. Elektronen abzugeben, um eine tiefere, volle Schale als äußerste Schale zu besitzen. In unserem Beispiel mit Chlor und Natrium macht es also Sinn, dass Chlor ein Elektron aufnimmt und Natrium ein Elektron abgibt. Das Natriumatom ist dann einfach positiv geladen, weil es im Atomkern ein Proton mehr besitzt als Elektronen in seiner Elektronenhülle. Beim Chlor ist es anders herum. Es hat nun ein Elektron mehr als Protonen im Kern, daher ist es negativ geladen:

Na → Na+ + e-

Cl2 + 2e- → 2Cl-

Diese reaktionen laufen natürlich nicht einfach so, einzeln ab, sondern stets gemeinsam:

2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-

Nach der Reaktion haben die Na-Ionen die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 und die Cl-Ionen die Konfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 und damit die selbe, wie Neon bzw. Argon. Man sagt: Sie sind isoelektrisch zu diesen Edelgasen (gr. iso = gleich).

Auf Grund ihrer unterschiedlichen Ladung ziehen sich die Na+- und die Cl--Ionen gegenseitig elektrostatisch an. Das führt dazu, dass sich die Ionen in geordneter Art und Weise zu einem sehr stabilen Feststoff zusammenlagern. Sie bilden einen NaCl-Kristall (bzw. viele kleine davon).

In diesem speziellen Kristall ist jedes Na+-Ion von 6 Cl--Ionen umgeben und umgekehrt. Der Zustand "geladen sein" ist nicht beschränkt auf eine Richtung, sondern erstreckt sich kugelförmig um das ganze Ion. Daher ist es bestrebt, sich von jeder Seite mit entgegengesetzt geladenen Teilchen zu umgeben [Bild 2] . Die Zahl der direkten Nachbarionen eines Ions im Kristall nennt man seine Koordinatenzahl, die in diesem Falle für beide Ionensorten 6 ist.

Das Zusammenlagern von entgegengesetzt geladenen Ionen zu strukturierten Verbindungen, den Salzen, ist das Wesen der Ionenbindung.

In anderen Ionenverbindungen benötigt ein Partner mehr Elektronen, um eine Edelgasschale zu erreichen, als der andere liefern kann. In einem solchen Fall, wie etwa bei Kaliumoxid, müssen sich die Produkte aus unterschiedlichen Mengen an Atomen bilden:

K → K+ + e-

O2 + 4e- → 2O2-

Insgesamt ergibt das:

4K + 2O2 → 2K2O

Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung

In den meisten Bindungen gibt es wie schon erwähnt keine reine Ionenbindung bzw. kovalente Bindung, man beobachtet in der Regel Mischformen. Eine reine (ideale) kovalente Bindung (bei der sich also 2 Atome ein Elektronenpaar völlig "brüderlich" teilen) tritt nur zwischen Atomen des gleichen Elements auf, deren Elektronegativitätsdifferenz exakt 0 ist. Dies ist bei den "Elementmolakülen" z.B. bei Wasserstoff, Sauerstoff oder den Halogenen der Fall.

Eine reine (ideale) Ionenbindung findet man fast gar nicht. Der Sache am nächsten kommt man, wenn man ein maximal elektronegatives und ein maximal elektropositives Element zusammenbringt, also etwa beim Cäsiumfluorid.

In allen Fällen, die dazwischen liegen, ist die Sache nicht so klar. Hier hat man in der Regel prinzipiell eine kovalente Bindung. Dabei wird das Bindungselektronenpaar aber vom elektronegativeren Partner (je nach Elektronegativitätsunterschied teilweise deutlich) stärker angezogen. Es wird jetzt nicht mehr zu gleichen Teilen geteilt, sondern "gehört" einem mehr als dem anderen. Eine solche Bindung nennt man eine polare oder polarisierte kovalente Bindung. Deutlich machen kann man diese Polarisierung, indem man das Bindungselektronenpaar nicht einfach als Strich zeichnet, sondern als kleinen Keil, der in Richtung des elektronegativeren Partners breiter wird: H◂Cl.

Durch die Polarisierung liegt der Ladungsschwerpunkt nicht mehr im Zentrum des Moleküls, sondern ist zu einer Seite hin verschoben. Man spricht davon, dass das Molekül nun ein sogenanntes Dipolmoment hat. Beim Wassermolekül etwa besteht auf Grund der Molekülstruktur ein ständiger Dipol, der erst für die einzigartigen Eigenschaften des Wassers sorgt.

Gelänge es dem elektronegativeren Partner nun, das Bindungselektronenpaar komplett an sich zu binden, so wäre man bei der idealen Ionenbindung angelangt. In der Praxis spricht man von einer ionischen Bindung, wenn der Unterschied in der Elektronegativität größer als 1.7 ist. Dann ist der ionische Anteil der Bindung über 50%, so dass man näherungsweise von einer Ionenbindung reden kann.

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