Einführung in die Allgemeine und die Anorganische Chemie: Die Ionenbindung
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Ionenbindungen treten bevorzugt zwischen Metallen und Nichtmetallen auf.
Die Ionenbindung wird begünstigt, wenn:
a) Die Ionisationsenergie des Metalls relativ niedrig ist (zur Kationbildung):
Li ---Zuführung der Ionisationsenergie---> Li+ + e-
b) Die Elektronenaffinität des Anionbilders relativ hoch/groß ist (zur Anionbildung):
½ F2 + e- ---> ½ F2- + Freiwerdende Energie durch Elektronenaffinität
Die Ionenbindung kommt durch die gegenseitige Anziehung von entgegengesetzt geladenen Ionen (Anionen - und Kationen +) zustande. Jedes Ion ist mit seinem Gegenion (z.B. Na+ mit Cl-) koordiniert. Sie erfolgt meistens unter Wärmeabgabe (d.h. sie ist exotherm). Hierbei entstehen keine definierten Moleküle sondern ein Kristallgitter ohne räumliche Vorzugsrichtung.
Natrium besitzt die Koordinationszahl (KZ) 6 im Kristallgitter. Dies bedeutet, das ein Na+-Ion von 6 Cl--Ionen umgeben ist: Je eins drüber und drunter, je eins rechts und links, je eins davor und dahinter. Weiterhin ist jedes Cl--Ion von 6 Na+-Ionen umgeben.
Stoffe mit Ionenbindung haben folgende Eigenschaften:
1. Die Verbindungen sind Salzartig. Nimmt man die im Periodensystem am weitesten voneinander entfernten Elemente Fr und F, so stellen sie "das Salz der Salze" dar. In diesem Falle ist gemeint, dass infolge ihrer großen Differenz in der Elektronegativität das Extrembeispiel für Salz darstellen.
2. Salze sind Leiter 2. Ordnung, d.h. sie leiten den Strom im flüssigen Zustand (geschmolzen). Hierbei übernehmen Ionen den Elektronentransport.
3. Salze besitzen hohe Schmelz- und Siedepunkte, da Salze eine hohe Gitterenergie besitzen. Diese Energie muss dem Salzkristall erst zugeführt werden bevor sich die Ionen voneinander lösen.
4. Salze sind polar (+ bzw. +) aufgebaut und lösen sich leicht in polaren Lösungsmitteln wie z.B. Wasser.
http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Watermolecule.png
Im vorstehenden Bild kann man anhand der δ+ und δ- die Ladungsverteilung im Wassermolekül leicht erkennen. Der Sauerstoff, der elektronegativer ist als der Wasserstoff besitzt eine negative Teilladung und der Wasserstoff eine positive Teilladung. Man kann sich das Wassermolekül ähnlich wie eine Banane vorstellen: Die beiden Enden entsprechen dem Wasserstoff mit positiver Teilladung, also dem positiven Pol, die Mitte der Banane an der Außenseite des Bogens entspricht hier dem Sauerstoff mit negativer Teilladung oder der negative Pol.
http://de.wikipedia.org/wiki/L%C3%B6sungsmittel
Das positive Natriumion wird beim Lösungsvorgang von den negativen Polen (Sauerstoffseite) von 4 Wasserstoffmolekülen umgeben:
Na+ + 4 H2O ---> [Na[H2O]4]+
Cl- + 4 H2O ---> [Cl[H2O]4]-
In Wasser sind alle Alkaliionen, Erdalkaliionen, Al, Ga, In, alle Übergangsmetallionen und Halogenionen hydratisiert.
Durch das Lösen der Kristalle werden Energien umgesetzt. Z.B.:
CaCl2 * 6 H2O --- in Wasser lösen ---> beträchtliche Abkühlung, Überwindung der Columb´schen Anziehung und endotherme Gitterauflösung.
CaCl2 --- in Wasser lösen ---> beträchtliche Erwärmung, Überwindung der Columb´schen Anziehung und endotherme Gitterauflösung.
Die Unterscheidung ob eine Verbindung salzartig aufgebaut ist oder nicht kann anhand der Elektronegataivitätsdifferenz der beiden Reaktionspartner festgestellt werden:
Beispiele für salzartigen Aufbau der Verbindung sind BeF2 (2.5), CaBr2 (1,8), SnO2 (1,7) und CaC2 (1,5)
Beispiele für nicht salzartigen Aufbau der Verbindung sind MgS (1,3), SiCl4 (1,2), PH3 (0), GaAs (0,4) und Mg2Si (0,6)