Ionische Bindung

Einleitung

Ionenbindung

Die ionische Bindung (auch Ionenbindung, heteropolare Bindung) ist eine aus der elektrostatischen Anziehung unterschiedlich geladener Ionen resultierende chemische Bindung.

Die Ionenbindung wurde um 1916 von Kossel formuliert. Eine Ionenbindung liegt ab einer Elektronegativitäts-Differenz von dEN > 1,8 vor. Bei dEN > 0 aber kleiner 1,8 liegen polare, eher kovalente Bindungen vor. Dies sind jedoch "relativ willkürlich" gesetzte Grenzen, da der Fall der reinen ionische Bindung eine Idealisierung darstellt. Es kommt - auch als grober Anhaltspunkt zu verstehen - eine Ionenbindung zwischen Elementen links aus dem PSE, also einem Metall, und einem Element rechts aus dem PSE, einem Nichtmetall, zustande. Schaut man sich den Ionenbindungsanteil z. B. von Natriumchlorid an, welches oft als klassischer Fall der Ionenbindung angesehen wird, so stellt man einen Wert von ca. 73% fest. Ein anderes Beispiel wäre Cäsiumfluorid mit ca. 92%. Denn: Ionenbindungen haben in allen Fällen eigentlich auch einen Anteil an kovalenter Bindung.

Elektronenkonfiguration

Die Atome der Elemente streben in ihrer Außenschale folgende Edelgaskonfiguration an. Entweder ist es die Edelgaskonfiguration des nächst höheren oder des nächst niedrigeren Edelgases innerhalb ihrer Periode:

Kationen aus der 3. Periode oder Anionen der 2. Periode des PSE streben s²p⁶ (siehe auch Neon) an. Anionen aus der 3. Periode oder Kationen der 4. Peiode des PSE streben hingegen die Elektronenkonfiguration des Argons an: s²p⁶d¹⁰ an. Dies wird entweder durch Elektronenabgabe seitens der Elemente mit geringerer Elektronegativität erreicht, dabei entstehen einfach oder auch mehrfach positiv geladene Kationen, oder im anderen Fall durch Elektronenaufnahme seitens der Elemente mit höherer Elektronegativität und hoher Elektronenaffinität, dabei entstehen einfach oder mehrfach negativ geladene Anionen.

Bildung des Ionengitters

Die Kationen und Anionen ziehen sich elektrostatisch an; die bei der Vereinigung der beiden Ionenarten freiwerdende Energie wird als Gitterenergie bezeichnet und ist die eigentliche Triebkraft der Salzbildung. Die Gitterenergie setzt sich dabei nicht nur aus der coulombschen Kraft zusammen, sondern aus insgesamt 4 Komponenten:

• der Nullpunktsenergie der Ionen,
• den Abstoßungsenergien zwischen den Kernen und zwischen den Elektronenhüllen und
• der van der Waals-Energie zwischen den fluktuiernden Elektronenhüllen (induzierte Dipolmomente durch die Bewegung der Elektronen) und
• schließlich der coulombschen Kraft zwischen den umgebenen Ionen.

Die Gitterenergie lässt sich empirisch mit dem Born-Haber-Kreisprozess bestimmen.

Gittereigenschaften

Da sich das elektrostatische Feld gleichmäßig in alle Raumrichtungen erstreckt, entstehen sehr regelmäßige Ionengitter. Aufgrund der unterschiedlichen Ionenradien ergeben sich allerdings verschiedene ionische Gittertypen: Natriumchlorid-Gitter (NaCl), Cäsiumchlorid-Gitter (CsCl), Zinkblende-Gitter (ZnS), Fluorit-Gitter (CaF₂) und andere, die nach den charakteristischen Vertretern benannt sind. So ergeben sich für die verschiedenen Gitter durch verschiedene Koordinationszahlen der Ionen auch verschiedene Madelung-Konstanten, die charakteristisch sind für den jeweiligen Gittertyp.

Charakteristische Eigenschaften von Verbindungen mit Ionenbindung

• Hoher Schmelz- und Siedepunkt, da in Kristallen durch die ungerichteten Bindungskräfte ein relativ stabiler Verbund über den gesamten Kristall entsteht.
• Stromleitend als Schmelze oder Lösung. Dabei kommt es zum Ladungsausgleich, wodurch die Salze in Ihre Elemente zersetzt werden. Daher nennt man Ionenleiter Leiter 2. Ordnung.
• hart und spröde: Bei dem Versuch, einen Kristall plastisch zu Verformen, zerspringt dieser, da dann im Kristall die gleich geladenen Ionen zueinander geschoben werden und die Bindung dadurch aufgelöst wird.
• Kristallbildung als Feststoff
• Ionenkristalle sind oft farblos, da die Valenzelektronen stark gebunden sind und nur durch Photonen höherer Energie als im Bereich sichtbaren Lichts angeregt werden können. Grund dafür ist die starke, energetische 'Absenkung' bei Erreichen der abgeschlossenen Edelgaskonfiguration.

siehe auch: Chemische Bindung, Ion, Salz