9.3: Ionenbindung und Elektronentransfer

Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen. Ein Kation (ein positives Ion) entsteht, wenn ein neutrales Atom ein oder mehrere Elektronen aus seiner Valenzschale verliert. Ein Anion (ein negatives Ion) entsteht, wenn ein neutrales Atom ein oder mehrere Elektronen in seine Valenzschale aufnimmt. Verbindungen, die aus Ionen bestehen, werden ionische Verbindungen (oder Salze) genannt und ihre Ionenbestandteile werden durch ionische Bindungen zusammengehalten: elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen. 

Eigenschaften ionischer Verbindungen

Die Eigenschaften ionischer Verbindungen geben Aufschluss über die Natur ionischer Bindungen.

• Ionische Feststoffe weisen eine kristalline Struktur auf und neigen dazu, starr und spröde zu sein; Sie neigen auch dazu, hohe Schmelz- und Siedepunkte zu haben, ein Hinweis darauf, dass die Ionenbindungen sehr stark sind. 
• Aus dem gleichen Grund sind ionische Festkörper auch schlechte Stromleiter – die Stärke der Ionenbindungen verhindert, dass sich Ionen im Festkörper frei bewegen können. 
• Die meisten ionischen Feststoffe lösen sich jedoch leicht in Wasser. Einmal gelöst oder geschmolzen, sind ionische Verbindungen hervorragende Strom- und Wärmeleiter, da sich die Ionen frei bewegen können.

Die Bildung ionischer Verbindungen

Viele metallische Elemente haben relativ niedrige Ionisierungspotentiale und geben leicht Elektronen ab. Diese Elemente liegen links in einer Periode oder am unteren Ende einer Gruppe im Periodensystem. Nichtmetallatome haben relativ hohe Elektronenaffinitäten und nehmen daher leicht Elektronen auf, die von Metallatomen verloren gehen, und füllen so ihre Valenzschalen auf. Nichtmetallische Elemente finden Sie in der oberen rechten Ecke des Periodensystems.

Da alle Stoffe elektrisch neutral sein müssen, muss die Gesamtzahl der positiven Ladungen auf den Kationen einer ionischen Verbindung der Gesamtzahl der negativen Ladungen auf ihren Anionen entsprechen. Die Formel einer ionischen Verbindung stellt das einfachste Verhältnis der Anzahl der Ionen dar, die erforderlich ist, um eine identische Anzahl positiver und negativer Ladungen zu ergeben. 

Ionische Verbindungen bilden regelmäßig angeordnete dreidimensionale Strukturen

Es ist jedoch wichtig zu beachten, dass die Formel einer ionischen Verbindung nicht die physikalische Anordnung ihrer Ionen wiedergibt. Es ist falsch, vom „Molekül“ Natriumchlorid (NaCl) zu sprechen, da zwischen einem bestimmten Paar von Natrium- und Chloridionen keine einzige Ionenbindung per se besteht. Die Anziehungskräfte zwischen Ionen sind isotrop – in allen Richtungen gleich – was bedeutet, dass jedes bestimmte Ion von allen benachbarten Ionen mit entgegengesetzter Ladung gleichermaßen angezogen wird. Dadurch ordnen sich die Ionen zu einer eng verbundenen, dreidimensionalen Gitterstruktur an. Natriumchlorid beispielsweise besteht aus einer regelmäßigen Anordnung gleich vieler Na⁺ Kationen und Cl^– Anionen. Die starke elektrostatische Anziehung zwischen Na⁺ und Cl^– Ionen hält sie in festem NaCl starr zusammen. Es erfordert 769 kJ Energie, um ein Mol festes NaCl in separate gasförmige Na⁺ und Cl^– Ionen zu dissoziieren. 

Elektronische Strukturen von Kationen

Bei der Bildung eines Kations verlieren die Atome der Hauptgruppenelemente tendenziell all ihre Valenzelektronen und nehmen so die elektronische Struktur des ihnen im Periodensystem vorangehenden Edelgases an. 

• Für die Gruppen 1 (die Alkalimetalle) und 2 (die Erdalkalimetalle) sind die Gruppennummern gleich der Anzahl der Valenzschalenelektronen und folglich gleich den Ladungen der Kationen, die aus Atomen dieser Elemente gebildet werden wenn alle vorhandenen Valenzschalenelektronen entfernt werden. 
• Beispielsweise ist Kalzium ein Element der Gruppe 2, dessen Atome im Grundzustand 20 Elektronen und eine Elektronenkonfiguration von 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² haben. Wenn ein Ca Atom beide Valenzelektronen verliert, entsteht ein Kation mit 18 Elektronen, einer 2+ Ladung und einer Elektronenkonfiguration von 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Das Ca²⁺ Ion ist daher isoelektronisch mit dem Edelgas Ar.
• Für die Gruppen 13–17 übersteigen die Gruppenzahlen die Zahl der Valenzelektronen um 10 (was die vollständigen d-Unterschalen in Atomen von Elementen in der vierten und größeren Perioden erklärt). Somit ist die Ladung eines Kations, das durch den Verlust aller Valenzelektronen entsteht, gleich der Gruppenzahl minus 10. Beispielsweise bildet Aluminium (in Gruppe 13) 3+ Ionen (Al³⁺).

Ausnahmen

• Ausnahmen vom erwarteten Verhalten betreffen Elemente am unteren Ende der Gruppen. 
• Zusätzlich zu den erwarteten Ionen Tl³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺ und Bi⁵⁺ kann ein teilweiser Verlust der Valenzschalenelektronen dieser Atome auch zur Bildung von Tl⁺, Sn²⁺, Pb²⁺ und Bi³⁺ Ionen führen. Die Bildung dieser 1+, 2+, und 3+ Kationen wird dem Inertpaareffekt zugeschrieben, der die relativ niedrige Energie des Valenz-s-Elektronenpaars für Atome der schweren Elemente der Gruppen 13, 14 und 15 widerspiegelt. 
• Quecksilber (Gruppe 12) zeigt ebenfalls ein unerwartetes Verhalten: Es bildet zusätzlich zum erwarteten einatomigen Ion Hg²⁺ (das aus nur einem Quecksilberatom besteht) ein zweiatomiges Ion, Hg₂²⁺ (ein aus zwei Quecksilberatomen gebildetes Ion mit einer Hg-Hg-Bindung).
• Übergangs- und innere Übergangsmetallelemente verhalten sich anders als die Hauptgruppenelemente. Die meisten Übergangsmetallkationen haben 2+ oder 3+ Ladungen, die zuerst aus dem Verlust ihres äußersten s-Elektrons resultieren und in manchen Fällen vom Verlust von einem oder zwei d-Elektronen aus der zweitäußersten Schale gefolgt werden.
• Obwohl die d-Orbitale der Übergangselemente nach dem Aufbau-Prinzip der Elektronenkonfigurationen als letzte gefüllt werden, gehen bei der Ionisierung dieser Atome als erstes die äußersten s-Elektronen verloren. Wenn die inneren Übergangsmetalle Ionen bilden, besitzen sie normalerweise eine 3+ Ladung, die aus dem Verlust ihrer äußersten s-Elektronen und eines d- oder f-Elektrons resultiert.

Elektronische Strukturen von Anionen

Die meisten einatomigen Anionen entstehen, wenn ein neutrales Nichtmetallatom genügend Elektronen aufnimmt, um seine äußeren s- und p-Orbitale vollständig zu füllen um dabei die Elektronenkonfiguration des nächsten Edelgases zu erreichen. Daher ist es einfach, die Ladung eines solchen negativen Ions vorherzusagen: Die Ladung ist gleich der Anzahl der Elektronen, die gewonnen werden müssen, um die s- und p-Orbitale des ursprünglichen Atoms zu füllen. Sauerstoff hat beispielsweise die Elektronenkonfiguration 1s²2s²2p⁴, während das Sauerstoffanion die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon (Ne) 1s²2s²2p⁶ hat. Die beiden zusätzlichen Elektronen, die zum Auffüllen der Valenzorbitale erforderlich sind, verleihen dem Oxidion die Ladung 2– (O^2–).

Dieser Text wurde adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Ionic Bonding.

Ionische Bindungen werden durch den Transfer von Elektronen von Metallen zu Nichtmetallen gebildet. Im Vergleich zu kovalenten Bindungen, bei denen Elektronen geteilt werden, tendieren Metalle bei ionischen Bindungen, Elektronen zu verlieren und Nichtmetalle sie zu akzeptieren aber warum? Die stabilste Elektronenkonfiguration eines Atoms ist die mit einem vollen Oktett.

Diesen Zustand zusammen mit geringerer potentiellen Energien zu erreichen ist eine wichtige treibende Kraft für die Bildung von Bindungen. Aber wie kann man vorhersagen, wann Elektronen übertragen und nicht geteilt werden? Untersuchen Sie dazu die Ionisationsenergien und die Elektronenaffinitäten von Atomen.

Im Periodensystem, haben s-Block Metalle niedrige Ionisierungsenergien. Dies erleichtert die Abgabe von Elektronen, um ein Oktett zu erreichen und gleichzeitig Kationen zu bilden. Im Gegenteil, Nichtmetalle aus dem p-Block haben, außer Edelgase, hohe Elektronenaffinität und nehmen bereitwillig Elektronen auf, um Anionen zu bilden.

Die entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen haben starke elektrostatische Wechselwirkungen, und ziehen sich gegenseitig zur Bildung ionischer Bindungen. Ionische Verbindungen bilden oft harte und gut definierte Kristallstrukturen mit hohen Schmelztemperaturen, aufgrund der starken elektrostatischen Anziehung zwischen den Ionen. Betrachten Sie Lithiumfluorid, eine ionische Verbindung aus Lithium und Fluor.

Wenn Lithium ein Elektron verliert, um ein Lithiumkation zu werden, wird das Elektron von Fluor aufgenommen, um in einem Oktett das Anion zu bilden. Nach dem Coulomb'schen Gesetz, werden diese beiden geladene Teilchen von aneinander angezogen, um Lithiumfluorid, eine neutrale Verbindung, zu bilden. Das Lewis-Modell kann verwendet werden, um die chemische Formel der ionischen Verbindungen zu beschreiben und vorherzusagen.

Das Lewis-Symbol zeigt Ladungen in der rechten oberen Ecke und stellt Anionen und Kationen mit dem Symbol innerhalb der Klammern. Denken Sie an Strontiumchlorid, ein häufig verwendetes Salz, um bei Feuerwerkskörpern eine leuchtend rote Farbe zu erhalten. Das Lewis-Symbol für Strontium hat zwei, und Chlor hat ein ungepaartes Elektron.

Strontium muss zwei Elektronen abgeben, während Chlor ein Elektron gewinnen muss, um ein Oktett zu erreichen. Daher bindet ein Strontium-Kation zwei Chlorid-Anionen im Verhältnis 1:2 an.