Ionenbindung

Die Ionenbindung begegnet dir immer wieder und du möchtest endlich alles Wichtige darüber erfahren? In diesem Artikel findest du alles, was du zur Ionenbindung wissen musst.

Was ist eine Ionenbindung einfach erklärt? Schau dir am besten unser Video zur Ionenbindung gleich hier an!

Was ist eine Ionenbindung einfach erklärt

Eine Ionenbindung (auch ionische Bindung, ionogene Bindung, elektrovalente Bindung oder heteropolare Bindung genannt) ist eine Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall mit einer Elektronegativitätsdifferenz EN größer als 1,7. Bei der Ionenbindung übergibt das Metall dem Nichtmetall ein oder mehrere Elektronen, sodass beide Bindungspartner die Edelgaskonfiguration erreichen.

Ionenbindung Entstehung

Bei einem Unterschied in der Elektronegativität EN größer als 1,7 gehen ein Metall und ein Nichtmetall eine ionische Bindung miteinander ein, eine Ionenbindung. Durch die starke elektrostatische Anziehung zwischen den Partnern als treibende Kraft, werden ein oder sogar mehrere Elektronen auf den Partner übertragen. Das Metallatom wird zu einem elektropositiv geladenen Ion , also einem Kation und das Nichtmetallatom wird zu einem elektronegativ geladenen Ion, ein Anion. Da ein postives und ein negatives Ion also eine Bindung eingehen, kannst du diese auch heteropolare Bindung nennen.

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration spielt bei der Ionenbindung (auch elektrovalente Bindung genannt) eine wichtige Rolle. Atome streben stets an, die besonders stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Das heißt, sie möchten 8 Elektronen auf der Außenschale haben. Dafür geben sie entweder Elektronen ab oder nehmen welche auf. Wie viele Elektronen sich auf der Außenschale befinden, kannst du durch die Position im Periodensystem herausfinden: die Hauptgruppennummer ist die Anzahl an Elektronen auf der Außenschale, der Valenzelektronen. Du solltest beachten, dass die Ionenbindung nur entsteht, wenn die Elektronegativitätsdifferenz größer als 1,7 ist und es sich um ein Metall und ein Nichtmetall handelt. Ansonsten gehen die Atome eine andere chemische Bindungsart ein.

Bildung eines Ionengitters

Bei Ionen kannst du eine räumlich regelmäßige Andordnung beobachten, wodurch sie ein Ionengitter bilden. Das Gitter wird stabilisiert durch ungerichtete Ionenbindungen. Atome streben generell an einen Zustand zu erreichen, der energetisch günstig ist. Beim Ionengitter spielt die Gitterenergie eine entscheidende Rolle.  Bei der Anordnung zum Ionengitter wird die Gitterenergie freigesetzt und verhilft den Atomen zu einem energetisch günstigen Zustand. Bei der Zerlegung eines Gitters wird genau diese Gitterenergie benötigt, um das Gitter aufzubrechen. Sie bildet sich aus der Abstoßenergie, der Bindungsenergie (London-Kräfte), der Nullpunktenergie der Ionen und der coulombschen Kraft.

Ionenbindung Beispiel

Schauen wir uns das ganz doch mal genauer an einem Beispiel an: Kochsalz, also Natriumchlorid (NaCl), besteht aus Natrium- und Chloratomen. Natrium findest du im Periodensystem in der Hauptgruppe 1, es besitzt also 1 Außenelektron und gehört zu den Alkalimetallen. Als Wert für die Elektronegativität findest du 0,93. Chlor kannst du hingegen in der Hauptgruppe 7 als Nichtmetall aufspüren. Es besitzt 7 Außenelektronen und eine Elektronegativität von 3,16. Die Elektronegativitätsdifferenz berechnest du so:

EN = 3,19 – 0,93 = 2,26 > 1,7

Natrium und Chlor gehen also eine Ionenbindung ein. Dabei übergibt Natrium sein Außenelektron an Chlor. Hier kannst du die Elektronenkonfiguration von Natrium und Chlor sehen:

Na(1s²2s²2p⁶3s¹) → Na⁺(1s²2s²2p⁶) + e^–
Cl(1s²2s²2p⁶3s²3p⁵) + e^– → Cl^–(1s²2s²2p⁶3s²3p⁶)

Kaliumchlorid (KCl) ist ebenfalls ein typisches Beispiel für Ionenbindungen. Die Bildung der Ionenbindung ist vergleichbar mit Kochsalz:

K⁺ + Cl^– → KCl 

Bei Magnesiumchlorid entsteht die Ionenbindung aus einem zweifach positiv geladenen Magnesiumion und zwei einfach negativ geladenen Chloridionen:

Mg²⁺ + 2 Cl^– → MgCl₂

Bei Calciumchlorid ist die Reaktion vergleichbar mit Magnesiumchlorid:

Ca²⁺ + 2 Cl^– → CaCl₂

Ionenbindung Eigenschaften

Ionogene Bindungen sind verhältnismäßig stabil, weshalb du bei Ionengittern hohe Schmelz- und Siedepunkte finden wirst. Die Kristalle bilden sich jedoch nur als Feststoff und sind meist farblos, da die Valenzelektronen stark gebunden sind und somit nicht von sichtbarem Licht angeregt werden können. Die Kristalle sind generell hart und spröde, du kannst sie also nicht einfach verformen, sie würden bei dem Versuch zerspringen.

In Wasser oder wässrigen Lösungen können sich die Wassermoleküle (H₂O) an die Ionen lagern und somit das Gitter aufbrechen. Den Prozess nennt man Hydratation. Die Wassermoleküle bilden eine sogenannte Hydrathülle um die Ionen. Das liegt daran, dass Wassermoleküle ebenfalls polarisiert sind. Zwar nicht so stark wie Ionen, aber es reicht um heteropolare Bindungen zu lösen.

Bei Salzlösungen kannst du beobachten, dass Strom geleitet wird. Bei festen Kristallen hingegen kannst du diese Eigenschaft nicht sehen. Das liegt daran, dass die durch Hydratation frei beweglichen Ionen in Lösung den elektrischen Strom leiten können. Beachte aber, dass Salze verschieden gut löslich sind in Wasser und die Leitfähigkeit dementsprechend variiert.

Bindungsarten in der Chemie

In diesem Abschnitt lernst du die Unterschiede zwischen der Ionenbindung und den anderen chemischen Bindungsarten kennen.

Während bei der Ionenbindung ein Partner ein Elektron auf den anderen übergibt, teilen sich die Partner einer kovalenten Bindung (auch Atombindung oder Elektronenpaarbindung) die Elektronen. Wie du bestimmt schon weißt, besteht die kovalente Bindung aus 2 Elektronen, also einem Elektronenpaar, welches von beiden genutzt wird um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Die Ionenbindung ist stark, jedoch nicht unbedingt stärker als viele kovalente Bindungen.

In einer metallischen Bindung teilen sich nicht nur zwei, sondern mehrere Atome die Elektronen. Die Atome sind, wie der Name bereits sagt, Metalle und besitzen eine sehr niedrige Elektronegativität. Bei der metallischen Bindung bildet sich eine Art Elektronengas, zu welchem jedes Atom mit mindestens einem Elektron beiträgt. Da sich alle Bindungspartner die Elektronen teilen, kannst du auch von delokalisierten Elektronen sprechen. Sie gehören nicht zu einem lokalen Atom. Das ist übrigens auch der Grund für die elektrische Leitfähigkeit von Metallen.

Die folgenden intermolekularen Wechselwirkungen sind schwächer als die bisher genannten.

Wasserstoff-Brückenbindungen sind intermolekulare Wechselwirkungen, die durch partiell, also teilweise, positiv geladene Wasserstoffatome entstehen. Elektronegativere Atome wechselwirken mit benachbarten Wasserstoffatomen.

Van-der-Waals-Kräfte sind vergleichsweise schwach. Durch unsymmetrische Ladungsverteilungen in unpolaren Molekülen kommt es zu intermolekularen Anziehungskräften zwischen den Dipolen.