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Anorganische Chemie - Ionenbindung, heteropolare Bindung

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Anorganische Chemie

Ionenbindung, heteropolare Bindung

Als erste starke Bindung stellen wir Ihnen die Ionenbindung vor. Die alternative Bezeichnung für diese Bindung ist heteropolare Bindung

Elemente, die in fester Form vorliegen und deren Formzusammenhalt durch Ionenbindungen gewährleistet werden, bezeichnet man als Salze. Im Normalfall entstehen Ionenbindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Mit Blick auf das Periodensystem der Elemente benötigen wir für die Ionenbindung ein Element von der linken Seite des Periodensystems $ \rightarrow $ Metall und ein Element von der rechten Seite des Periodensystems $ rightarrow $ Nichtmetall. Besonders auffallend bei dieser Bindungsart ist, dass die Bindungspartner eine besonders hohe Elektronennegativität aufweisen.

Um Ihnen diesen Sachverhalt nochmals zu verdeutlichen, betrachten wir das nachfolgende Beispiel:

Beispiel

Hier klicken zum Ausklappen Natrium $ Na $ und Chlor $ Cl $ reagieren zu Natriumchlorid $ NaCl $ [Kochsalz]. Vor der Reaktion liegt das Natrium und das Chlor in chemisch agressiver Form vor. Nach der Reaktion zu Natriumchlorid $ NaCl $ sind sie harmlos und reaktionsträge.
Reaktionsgleichung Natriumchlorid
Reaktionsgleichung Natriumchlorid

Da Natrium zur Gruppe der Alkalimetalle zählt, ist es sehr reaktiv. Wir wissen, dass Alkalimetalle ihr einzige Elektron auf der Außenschale abgeben möchten um dann die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Chlor hingegen zählt zur Gruppe der Halogene, denen ein Elektron auf der Valenzschale fehlt um die Edelgaskonfiguration zu erreichen.  Infolge der Redoxreaktion gibt das Natrium dem Chlor ein Elektron ab, wodurch dann die gegensätzlich geladenen Ionen $ Na^+ $ und $ Cl^- $ entstehen. So werden aus den sehr reaktiven Atomen sehr träge Ionen. Die Ursache für die Ionenbindung dieser Ionen liegt in der gegenseitigen elektrostatischen Anziehung

Darstellung der Ionenbindung und Problematik:

In der Reaktionsgleichung werden immer nur die Teilchen abgebildet, die direkt an der Reaktion beteiligt sind. Auch werden diese Teilchen immer nur in der kleinsten Anzahl dargestellt. Diese Darstellungsart ist zwar übersichtlich, aber nicht gänzlich korrekt, da die elektrostatischen Anziehungkräfte nicht gerichtet [eine Richtung] sind, sondern in alle Raumrichtungen wirken. Deshalb werden auch alle gegensinnig geladenen Ionen angezogen. 

Für unser Beispiel gilt im Realfall, dass ein Chloridion $ Cl^- $ von 6 Natriumionen $ Na^+ $ umgeben werden kann, sowie umgekehrt. Die Anzahl wird durch die Koordinationzahl ausgedrückt. In unserem Fall ist die Zahl $ KZ = 6 $. 

Merke

Hier klicken zum Ausklappen Die Koordinationszahlen der bindenden Ionen können sich bei Salzen stark unterscheiden. 

Geometrische Angaben zur Ionenbindung

Die Ionen stehen immer in einem gewissen Abstand zu einander. In diesem Punkt ist die Anziehung maximal und die Abstoßung minimal zwischen Ionen. Dieser Punkt kann nicht überschritten werden, denn obwohl die Ionen gegenseitig geladen sind und sich anziehen, besitzen die Ionen einen Kern und eine Atomhülle, die die Elektronen und somit negative Ladungen besitzt. 
Es ist daher Fakt, dass bei gleich geladene Atomhüllen, die sich zu Nahe kommen, eine Ionenabstoßung auftritt. 

Aus diesem Grund ist der Abstand zwischen den Ionen immer konstant. Zusammen bilden die Ionen einen Ionenkristall. Die geometrische Form der Natriumionen und der sechs Chloridionen entspricht der eines Oktaeders. 

Natriumchlorid (Oktaeder)
Natriumchlorid (Oktaeder)

In jeder Ecke des Oktaeders befindet sich ein Chloridion. Die durchgängigen und die gestrichelten Linien stellen hierbei lediglich die Struktur nach. 

Somit ist jedem Ion ein fester Gitterplatz im Ionengitter zugeordnet. Die vorherschende Bindungstärke wird durch die Gitterenergie $ U_G $ bemessen. Für das Natriumchlorid $ NaCl $ beträgt sie $ U_G = 780 \frac{kJ}{mol}$.
Jede Kristallart hat eine andere Gitterenergie. Diese entspricht der frei werdenden Energie bei der Kristallbildung. Der gleiche Betrag muss aufgebracht werden um den Kristall zu brechen.  

Merke

Hier klicken zum Ausklappen Die aufzubringende Energie bezeichnet man bei Ionenkristallen nicht als Bindungsenergie, sondern als Gitterenergie