Ionenbindung
Die Ionenbindung ist eine chemische Bindungsart. Was eine Ionenbindung ist und wie sie entsteht, erklären wir dir hier mit Beispielen. Hier kommst du zum Video !
Was ist eine Ionenbindung?
Eine Ionenbindung (auch ionische Bindung oder elektrovalente Bindung) ist eine chemische Bindung. Sie entsteht dadurch, dass sich positive und negativ geladene Ionen elektrostatisch anziehen. Dabei ist die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN zwischen den beteiligten Partner sehr hoch. Als Richtwert für eine Ionenbindung gilt eine EN-Differenz von größer als 1,7.
Grob kannst du dir merken, dass eine Ionenbindung zwischen einem Metall wie Natrium (Na) oder Magnesium (Mg) und einem Nichtmetall wie Sauerstoff (O) oder Stickstoff (N) auftritt. Also zwischen Elementen, die links im Periodensystem stehen und Elementen, die rechts stehen.
Bei der Ionenbindung übergibt das Metall dem Nichtmetall ein oder mehrere Elektronen, sodass beide Bindungspartner die Edelgaskonfiguration, also eine vollbesetzte Außenschale, erreichen.
Die Ionenbindung ist eine chemische Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall, die auf elektrostatischer Anziehung basiert.
Wie entsteht eine Ionenbindung?
Pauschal kannst du sagen: Ein Metall und ein Nichtmetall gehen eine ionische Bindung miteinander ein, wenn die Differenz ihrer Elektronegativitäten ΔEN größer als 1,7 ist.
Dabei ist die starke elektrostatische Anziehung zwischen den Partnern die treibende Kraft: Ein oder sogar mehrere Elektronen werden nämlich von einem Partner auf den anderen Partner übertragen. Konkret bedeutet das:
- Das Metallatom wird zu einem elektropositiv geladenen Ion, also einem Kation
.
Beispiel: Na zu Na+ - Das Nichtmetallatom wird zu einem elektronegativ geladenen Ion, ein Anion
.
Beispiel: Cl zu Cl–
Da ein positives und ein negatives Ion eine Bindung eingehen, kannst du sie auch heteropolare Bindung nennen.
Gut zu wissen: Ist die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN = 1,7, sprichst du von einem partiell (teilweise) ionischen Charakter von 50 Prozent. Ist ΔEN kleiner als 1,7 hast du eine kovalente Bindung vorliegen.
Elektronenkonfiguration
Die Elektronenkonfiguration spielt bei der ionischen Bindung oder elektrovalenten Bindung eine wichtige Rolle. Atome streben nämlich immer an, die besonders stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Das heißt, sie möchten acht Elektronen auf der Außenschale haben. Damit die äußere Schale nämlich voll besetzt ist. Dafür haben sie prinzipiell zwei Möglichkeiten:
- sie geben entweder Elektronen ab
- oder nehmen Elektronen auf.
Wie viele Elektronen sich auf der Außenschale befinden, kannst du durch die Position im Periodensystem herausfinden: Die Hauptgruppennummer ist dabei die Anzahl an Elektronen auf der Außenschale, der Valenzelektronen.
Aufgepasst: Du solltest beachten, dass die Ionenbindung nur entsteht, wenn die Elektronegativitätsdifferenz größer als 1,7 ist. Außerdem muss es sich um ein Metall und ein Nichtmetall handeln. Ansonsten gehen die Atome eine andere chemische Bindungsart ein.
Bildung eines Ionengitters
Bei Ionen kannst du eine räumlich regelmäßige Anordnung beobachten, wodurch sie ein Ionengitter bilden. Das Gitter wird stabilisiert durch ungerichtete ionische Bindungen.
Atome streben generell an, einen energetisch günstigen Zustand zu erreichen. Beim Ionengitter spielt dabei die sogenannte 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 der Betrag an Gitterenergie benötigt, um das Gitter aufzubrechen.
Die Gitterenergie bildet sich aus vier Bestandteilen:
- der Abstoßungsenergie,
- der Bindungsenergie (London-Kräfte),
- der Nullpunktenergie der Ionen
- und der coulombschen Kraft zwischen den entgegengesetzten Ionen.
Ionenbindung Beispiel
Schauen wir uns das ganz doch mal genauer am Beispiel von Kochsalz, also Natriumchlorid (NaCl) an:
- Kochsalz besteht aus den Elementen Natrium (Na) und Chlor (Cl).
- 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 zwischen Natrium und Chlor berechnest du so:
ΔEN = 3,19 – 0,93 = 2,26 > 1,7
Natrium und Chlor gehen also eine Ionenbindung ein. Dabei übergibt Natrium sein Außenelektron an Chlor. Hier siehst du die Elektronenkonfiguration von Natrium und Chlor:
Na(1s22s22p63s1) → Na+(1s22s22p6) + e–
Cl(1s22s22p63s23p5) + e– → Cl–(1s22s22p63s23p6)
Weitere Beispiele
Kaliumchlorid (KCl) ist ebenfalls ein typisches Beispiel für eine ionische Verbindung. 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
Ionenbindungen haben folgende Eigenschaften:
- Sie sind verhältnismäßig stabil. Deshalb haben Salze hohe Schmelz- und Siedepunkte.
- Die Ionenkristalle bilden sich nur als Feststoff.
- Ionenkristalle sind meist farblos. Das liegt daran, dass 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, denn 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 nennst du 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.
Salzlösungen können elektrischen Strom leiten. Bei festen Kristallen hingegen tritt die Eigenschaft nicht auf. Das liegt daran, dass die durch Hydratation frei beweglichen Ionen in Lösung den Strom leiten können. Beachte aber, dass Salze verschieden gut löslich in Wasser sind und sich die Leitfähigkeit dementsprechend unterscheidet.
Bindungsarten in der Chemie
Hier lernst du die Unterschiede zwischen der Ionenbindung und den anderen chemischen Bindungsarten kennen:
Kovalente Bindung
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. Das wird von beiden Atomen genutzt, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Die Ionenbindung ist stark, jedoch nicht unbedingt stärker als viele kovalente Bindungen.
Metallbindung
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.
Außerdem gibt es noch Kräfte zwischen Molekülen, die sogenannten zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Sie sind aber schwächer als die ‚klassischen‘ Bindungsarten. Hierzu zählen zum Beispiel:
- Wasserstoffbrückenbindungen : Sie sind intermolekulare Wechselwirkungen, die durch partiell positiv geladene Wasserstoffatome zustande kommen. Dabei müssen die Wasserstoffatome an ein besonders elektronegatives Atom wie zum Beispiel Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor gebunden sein.
- Van-der-Waals-Kräfte: Sie sind vergleichsweise schwach. Durch unsymmetrische Ladungsverteilungen in unpolaren Molekülen kommt es zu intermolekularen Anziehungskräften zwischen den Dipolen.
Mehr zu den zwischenmolekularen Kräften , erfährst du in unserem extra Video dazu! Schau unbedingt vorbei!
