Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 24.07.13


Ionenbindung

Vortrag von Patrick Weiß und Moritz Zehnder im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - Physikalische Chemie", WS 07/08, WS 11/12


Gliederung:


Einleitung. In der Chemie gibt es wichtige Bindungstypen. Einer davon ist die metallische Bindung. Bei dieser wurde unter anderem bemerkt, dass Metalle gute elektrische Leiter sind. Man könnte nun etwas überspitzt behaupten, Metalle sind die einzigen elektrischen Leiter in der Chemie.

Nimmt man diese Behauptung für Voll, dann würde eine Natriumchlorid-Lösung den elektrischen Strom nicht leiten, da es sich bei dieser offensichtlich um kein Metall handelt.

Demonstration 1: In einem Becherglas wird ein Spatel Natriumchlorid gelöst und anschließend die Leitfähigkeit mit einem Leitfähigkeitstester geprüft.

Man sieht anhand der leuchtenden Diode, dass die Salzlösung den elektrischen Strom offensichtlich leitet, obwohl es sich um kein Metall handelt. Wie ist das nun möglich?


1 Ionen

Bei den metallischen Leitern resultiert die Leitfähigkeit aus der Beweglichkeit der Elektronen im Elektronengas bzw. zwischen Valenz- und Leitungsband. Auch bei der Salzlösung beruht die Leitfähigkeit auf geladenen Teilchen, den Ionen.

Ionen sind geladene Atome oder Moleküle. Man unterscheidet zwischen positiv geladenen Teilchen, den Kationen und negativ geladenen Teilchen, den Anionen. Allgemein nennt man aus Ionen aufgebaute Stoffe Salze. Die chemische Bindung, welche die Ionen "zusammenhält" nennt man Ionenbindung. Sie ist neben der metallischen Bindung eine der wichtigen Grenztypen chemischer Bindungen.

Die Kräfte die zur Ausbildung einer Ionenbindung führend sind ungerichtet. Deshalb ordnen sich die Ionen im Salzkristall auch in einem regelmäßigen Gitter, dem Ionengitter an. In Abb. 1 ist die Kristallstruktur eines Kochsalz-Kristalls zu sehen.


Abb. 1: Kristallgitter des Natriumchlorids [nach 5]

Jedes Natrium-Kation ist von 6 Chlorid-Anionen umgeben. Genauso wie jedes Chlorid-Anion von 6 Natrium-Kationen umgeben ist. Diese Form der Anordnung wird als oktaedrisch bezeichnet, da jedes Zentralion (Na+ oder Cl-) von je 6 Ionen umgeben ist (siehe Abb. 2).


Abb. 2: Oktaedrische Kristallstruktur [nach 5]

Der Charakter der verschiedenen Kristalltypen wird durch die Koordinationszahl KZ angegeben. Sie gibt an wie viele Nachbarn eines Gitterbausteins gleich weit entfernt und ist bedingt abhängig vom Radienquotienten. Im Fall des Kochsalz-Kristalls haben beide Ionenarten die Koordinationszahl 6. Aufgrund der Tatsache, dass zwischen den Ionen ungerichtete elektrostatische Kräfte wirken, können jedoch auch die Koordinationszahlen 2, 3, 4, 6, 8 und 12 auftreten. Jede dieser Koordinationszahlen weißt eine charakteristische Symmetrie auf, wie in Abb. 3 ersichtlich wird.


Abb. 3: Koordinationszahlen und Geometrie [nach 5]

Die Ionen bilden aber nicht ohne Grund ein Ionengitter. Wesentlich dafür ist auch die freiwerdende Gitterenergie. Ausführlichere Informationen dazu findet man unten.

Da Salze aus Ionen aufgebaut sind und diese die elektrische Leitfähigkeit bedingen, könnte man annehmen, dass auch ein Kochsalz-Kristall den elektrischen Strom leitet.

Demonstration 2: Ein Kochsalz-Kristall wird mit dem Leitfähigkeitstester von vorher auf seine elektrische Leitfähigkeit überprüft. Man sieht, dass der Kristall den elektrischen Strom nicht leitet.

Warum leitet also nun eine Lösung von Natriumchlorid den elektrischen Strom, der Kristall aber nicht? Ein Unterschied zwischen der Lösung und dem Kristall liegt im Aggregatszustand. Die Lösung ist flüssig und der Kristall ist fest. Hierin liegt auch schon der Grund der im ersten Moment irritierend erscheinenden Beobachtung.


Abb. 4: Lösevorgang

Beim Lösevorgang wird das Kristallgitter aufgebrochen und Wassermoleküle lagern sich an die frei werdenden Ionen an. Diesen Vorgang nennt man Hydratation. Die hydratisierten Ionen sind dann frei beweglich, sodass durch sie der elektrische Strom geleitet werden kann. Stoffe, deren Leitfähigkeit  durch Ionen bedingt wird nennt man Ionenleiter oder auch Leiter zweiter Ordnung.

Mit diesem Wissen lassen sich nun auch die zunächst widersprüchlich scheinenden Beobachtungen erklären. Beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser entstehen, wie eben beschrieben, hydratisierte Ionen, welche durch die Hydratation beweglich werden. Diese bedingen nun die Leitfähigkeit der Kochsalz-Lösung. Im Kochsalz-Kristall sind die Ionen fest an ihre Gitterplätze gebunden, es gibt also keine geladenen Teilchen, welche den elektrischen Strom leiten können. Der Kristall leitet den elektrischen Strom also nicht.

Die Existenz von Ionen wurde an dieser Stelle zur Erklärung des oben beschriebenen Phänomens gewissermaßen postuliert. Ihre Existenz scheint vielleicht plausibel, man sollte sich jedoch auch fragen, weshalb es Ionen überhaupt gibt und wie sie gebildet werden.


2 Ionenbildung

Ionen entstehen bei der Reaktion von Elementen mit hoher Elektronegativitätsdifferenz wie beispielsweise Metallen und Nichtmetallen. Für die Elektronegativität gibt es dabei im Periodensystem der Elemente bestimmte Tendenzen, die hier nachgelesen werden können. Das Ziel beider Reaktionspartner ist es, durch die Reaktion Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dieses Ziel wird durch einen Elektronenübergang zwischen den Reaktionspartnern erreicht. Der elektropositivere Partner gibt Elektronen ab und wird deshalb auch Elektronen-Donator genannt. Der elektronegativere Partner nimmt Elektronen auf und wird deswegen auch als Elektronen-Akzeptor bezeichnet. Hier erkennt man - wie beispielsweise auch bei Säure-Base-Reaktionen - das wichtige Donor-Akzeptor-Konzept der Chemie. Außerdem sieht man, dass auch hier die Elektronen, genauer sogar ein Elektronenübergang, eine wichtige Rolle für die Leitfähigkeit spielen. Dies konnte man auch schon bei den Metallen beobachten, bei denen ein Elektronenübergang vom Valenz- in das Leitungsband für die Leitfähigkeit verantwortlich war.

Experiment Reaktion von Natrium mit Wasser
Material
  • Kristallisierschale
  • Pinzette
  • Messer
  • Marmorplatte
  • Leitfähigkeitstester
Chemikalien
  • dest. Wasser
 
  • Natrium

Durchführung Die Kristallisierschale wird mit destilliertem Wasser gefüllt und anschließend die Leitfähigkeit mit dem Leitfähigkeitstester geprüft. Anschließend wird Natrium ins Wasser gegeben und die Leitfähigkeit erneut geprüft.
Beobachtung Das destillierte Wasser leitet den elektrischen Strom nicht. Nachdem man das Natrium ins Wasser gegeben hat kommt es zu einer heftigen Reaktion, nach der der Inhalt der Kristallisierschale den elektrischen Strom leitet.
Interpretation Im destillierten Wasser liegen keine Ionen vor, die den elektrischen Strom leiten können. Durch die Zugabe von Natrium kommt es zu einer Ionenbildung. Hierbei reagieren Wasser und Natrium zu Natriumhydroxid und Wasserstoff.
Na + H2O → Na+(aq) + OH-(aq) + H2
Die nun vorliegende Lösung leitet den elektrischen Strom, da sie Ionen enthält.

Da die Reaktion sehr heftig abläuft, kann man schließen, dass die entstandene Verbindung (Natriumhydroxid) sehr stabil ist. Dieser Schluss ist für Ionenbindungen im Allgemeinen richtig.

Man kann die Bildung von Ionen auch gut am Beispiel der Reaktion von Natrium mit Chlor erläutern.

Natrium gehört der 1. Hauptgruppe, den Alkalimetallen an. Es ist das für die Ionenbindung benötigte Metallatom. Durch seine Stellung im Periodensystem der Elemente (PSE) verfügt es über ein Valenzelektron pro Atom, da es die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 3s1 aufweißt. Anders sieht es bei dem Nichtmetallatom Chlor aus. Es steht in der 7. Hauptgruppe, der Gruppe der Halogene. Es besitzt 7 Valenzelektronen pro Atom und weißt die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 auf. Reagiert nun Natrium mit Chlor so geben die Natrium-Atome jeweils ein 3s1-Elektron ab und die Chlor-Atome nehmen diese auf. Durch diesen Elektronenübergang vom Metallatom zum Nichtmetallatom entstehen die Ionen. Die Natrium-Kationen erreichen durch die Elektronenabgabe die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon 1s2 2s2 2p6. Die Chlorid-Anionen durch die Elektronenaufnahme die Argonkonfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Schreibt man die Valenzelektronen als Punkte neben das Elementsymbol, lässt sich die Reaktion folgendermaßen darstellen.


Natrium: 1s2 2s2 2p6 3s1→ 1s2 2s2 2p6 + e-
Chlor: 1s1 2s2 2p6 3s2 3p5 + e- → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Aufgrund der veränderten Elektronenkonfiguration zeigen die Ionen gegenüber den neutralen Atomen völlig veränderte Eigenschaften. Dies begründet sich darin, dass die chemische Reaktionsfähigkeit durch die Elektronenkonfiguration bestimmt wird. Während Natrium- und Chlor-Atome chemisch sehr aggressiv sind, verhalten sich Natrium- und Chlorid-Ionen sehr reaktionsträge. Diese Unterschiede existieren wie eben erwähnt aufgrund der verschiedenen Elektronenkonfigurationen. Sobald die Elektronenkonfiguration eines Edelgases erreicht wird, verhalten sich Teilchen reaktionsträge. Dies gilt nicht nur für die Edelgase selbst, sondern auch für Ionen mit Edelgaskonfiguration. Einige Beispiele sind in Tabelle 1 aufgeführt.

Hauptgruppe Ionenladungszahl Beispiele
I Alkalimetalle +1 Li+, Na+, K+
II Erdalkalimetalle +2 Be2+, Mg2+, Ca2+, Ba2+
III Erdmetalle +3 Al3+
VI Chalkogene -2 O2-, S2-
VII Halogene -1 F-, Cl-, Br-, I-

Tabelle 1: Ionen mit Edelgaskonfiguration [nach 5]


3 Grenztypen chemischer Bindungen

Wie oben schon erwähnt, soll hier kurz auf die Grenztypen chemischer Bindungen eingegangen werden.

In der Chemie existieren verschiedene Kräfte, sog. Bindungskräfte die zur Ausbildung chemischer Bindungen führen. Um diese genau charakterisieren zu können, wird zwischen verschiedenen Grenztypen chemischer Bindungen unterschieden. Diese sind

  • die Ionenbindung,
  • die Atombindung,
  • die metallische Bindung und
  • die van der Waals-Bindung.

Wichtig ist, dass man zwischen den verschiedenen Bindungstypen keine scharfe Grenze ziehen kann. Es handelt sich um Grenztypen von Bindungen, die im Normalfall nicht in dieser Form auftreten. Vielmehr existieren fließende Übergänge zwischen den genannten Idealtypen. Allerdings muss man die Eigenschaften dieser Grenztypen einzeln erfassen, bevor man beispielsweise Moleküle oder Kristallgitter betrachtet, da es keine streng gültigen Unterscheidungsmerkmale zwischen der kovalenten und der ionischen Bindung gibt, wie aus Abb. 1 hervorgeht. Aufgrund dieser Tatsache wird im Folgenden genauer auf die Ionenbindung eingegangen.


Abb. 5: Bindungscharakter [nach 6]


4 Zusätzliche Informationen zur Ionenbindung

Für den interessierten Leser stellt dieser Abschnitt einige weiterführende Informationen zu dem Themen der Ionenbindung und der Gitterenergie bereit.

4.1 Das Coulomb'sche Gesetz

Der Zusammenhalt von Ionen in einem Salz existiert aufgrund der entgegengesetzten elektrischen Ladungen zwischen Kationen und Anionen. Diese Anziehungskraft wird als Coulomb`sche Anziehungskraft beschrieben und ist durch das Coulomb`sche Gesetz gegeben.

Dabei stehen für

z Ladungszahl des Kations
zA Ladungszahl des Anions
e Elementarladung
ε0 elektrische Feldkonstante
r Abstand der Ionen
F Anziehungskraft

Die nach dem Coulomb`schen Gesetz beschriebene elektrostatische Anziehungskraft ist ungerichtet, was zur Folge hat, dass sie in allen Raumrichtungen, wie in Abb. 6 dargestellt, wirksam ist.


Abb. 6: Ungerichtete elektrostatische Anziehungskraft [nach 5]

4.2 Ionenkristall

Unter einem Ionenkristall oder Kristallgitter versteht man in der Chemie eine regelmäßige Anordnung von Anionen und Kationen eines homogenen Stoffes in festem Zustand. Der Zusammenhalt dieser Gitterstruktur erfolgt durch die Ionenbindung.

Die Frage die nun noch auftaucht, ist die, warum Ionen einen Ionenkristall bilden und nicht frei bleiben. Der Grund dafür liegt in der Gitterenergie bzw. Gitterenthalpie von Ionenkristallen. Sie ist definiert als die Energie, die frei wird, wenn sich Ionen aus unendlicher Entfernung einander annähern und sich zu einem Kristall zusammenfinden. Wie aus Abb. 7 hervorgeht wird schon bei großen Abständen Coulombenergie frei. Sie wächst mit abnehmendem Abstand der Ionen zueinander.


Abb. 7: Auftragung der Gitterenergie gegen die Abstoßungsenergie [nach 5]

Dabei nähern sich Kationen und Anionen im Ionenkristall nur bis zu einer bestimmten Entfernung an, da mit Erreichen einer gewissen Nähe, die Abstoßungskräfte der Elektronenhüllen zu wirken beginnen. Im Kristall erreichen die Ionen einen Gleichgewichtszustand, an dem die in Abb. 7 rot eingezeichnete Summe von Coulombenergie und Abstoßungsenergie minimal ist. An diesem Punkt durchdringen sich die Elektronenhüllen nicht und zwischen den Ionen sinkt die Elektronendichte fast auf Null ab (siehe Abb. 8) In einer ersten Nährung verhalten sich die Ionen im Ionenkristall wie starre Kugeln mit einem charakteristischen Radius.


Abb. 8: Verlauf der Elektronendichte [nach 5]

Somit kann die Gitterenergie als Maß für die Stärke der Bindungen zwischen den Ionen im Kristall angesehen werden. Mit steigender Gitterenergie werden die Ionen immer stärker zusammengehalten.


Zusammenfassung. Ionen sind geladene Teilchen. Sie entstehen bei der Reaktion von Teilchen mit hoher Elektronegativitätsdifferenz. Die Reaktionspartner verfolgen dabei das Ziel eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Bei der Reaktion gibt der Elektronen-Donator Elektronen ab und der Elektronen-Akzeptor nimmt diese auf. Eine Lösung, welche hydratisierte Ionen enthält, erlangt durch deren Beweglichkeit innerhalb der Lösung die Eigenschaft, den elektrischen Strom zu leiten. Solche Lösungen von Salzen nennt man Leiter 2. Ordnung oder auch Ionenleiter.


Literatur

  1. Heck, J./ Kaim, W./ Weidenbruch, M. (1997): Anorganische Chemie. - Wiley-VCH, Weinheim.
  2. Huheey, J./ Keiter, E/ Keiter, R. (2003): Anorganische Chemie. - Walter de Gruyter, Berlin.
  3. Jander, G./ Blasius, E (2006): Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie. - S. Hirzel, Stuttgart.
  4. Mortimer, C./ Müller, U. (2007): Chemie. - Thieme, Stuttgart.
  5. Riedel, E. (2004): Anorganische Chemie. - Walter de Gruyter, Berlin.
  6. Schobert, R. (2008): Grundvorlesung Organische Chemie. - Unveröffentlichtes Skript, Universität Bayreuth.
  7. Holleman, A. F./Wiberg, E. (2007): Lehrbuch der Anorganischen Chemie. - Walter de Gruyter, Berlin.