Ionische Bindung

Grundprinzip der ionischen Bindung

Eine ionische Bindung, auch Ionenbindung, heteropolare oder elektrovalente Bindung, ist eine chemische Bindung zwischen positiv und negativ geladenen Ionen. Sie beruht auf deren elektrostatischer Anziehung und ist besonders für Salze kennzeichnend.

Eine vollständig reine Ionenbindung, bei der ein Atom oder Molekül ein Elektron komplett an ein anderes abgibt, kommt nicht vor. Ionische und kovalente Bindungsanteile treten immer gemeinsam auf. Kovalente Bindung bedeutet, dass Elektronen zwischen Atomen geteilt werden. Von einer Ionenbindung spricht man, wenn der ionische Anteil überwiegt.

Elektronegativität und Ionenbildung

Als Orientierung dient die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN: Ab ΔEN = 1,7 wird ein 50 % partiell ionischer Charakter angegeben; bei einer Differenz größer als 1,7 liegen demnach ionische Bindungen vor. Diese Grenze ist relativ willkürlich, weil die reine Ionenbindung nur ein idealisierter Grenzfall ist.

Ionenbindungen entstehen grob zwischen Elementen links im Periodensystem und Elementen rechts im Periodensystem. Ein Beispiel ist Astatfluorid At⁺F⁻ mit ΔEN = 1,78. Natriumchlorid besitzt etwa 75 Prozent Ionenbindungsanteil, Caesiumfluorid etwa 92 Prozent. Unter ΔEN = 1,7 liegen polare, überwiegend kovalente Bindungen vor. Innerhalb von Elementmolekülen kann dagegen eine 100-prozentige kovalente Bindung vorkommen.

Atome streben durch Elektronenaufnahme oder -abgabe für ihre äußerste besetzte Schale die Edelgaskonfiguration und damit einen energieärmeren Zustand an. Elemente mit geringerer Elektronegativität, meist links im Periodensystem, geben Elektronen ab und werden zu einfach oder mehrfach positiv geladenen Kationen. Elemente mit höherer Elektronegativität und hoher Elektronenaffinität, meist rechts im Periodensystem, nehmen Elektronen auf und werden zu einfach oder mehrfach negativ geladenen Anionen.

Ionengitter und Gitterenergie

Kationen und Anionen ziehen sich elektrostatisch an und ordnen sich regelmäßig zu einem Ionengitter an. Die dabei freiwerdende Energie heißt Gitterenergie; sie ist die eigentliche Triebkraft der Salzbildung.

Zur Gitterenergie gehören vier Komponenten: die Nullpunktenergie der Ionen; Abstoßungsenergien zwischen Kernen sowie zwischen Elektronenhüllen; Bindungsenergie aus London-Kräften zwischen unterschiedlich gut polarisierbaren Elektronenhüllen oder aus Multipol-Wechselwirkungen, etwa bei Ionen mit unsymmetrischer Ladungsverteilung wie NO₂; sowie die coulombsche Kraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Empirisch lässt sich die Gitterenergie mit dem Born-Haber-Kreisprozess bestimmen, theoretisch durch die Born-Landé-Gleichung und die Kapustinskii-Gleichung.

Aufbau und Arten von Ionengittern

Weil sich das elektrostatische Feld gleichmäßig in alle Raumrichtungen erstreckt, bilden sich sehr regelmäßige Ionengitter. Die Größe der Ionenradien führt jedoch zu unterschiedlichen Strukturen. Beispiele sind die Kochsalzstruktur NaCl, die Caesiumchloridstruktur CsCl, die Zinkblendestruktur ZnS und die Fluorit-Struktur CaF₂.

Die Strukturen sind nach ihren charakteristischen Vertretern benannt. Ihre relativen Stabilitäten hängen von Koordinationsstrukturen und Koordinationszahlen der Ionen ab. Diese werden durch die für die jeweilige Struktur charakteristischen Madelung-Konstanten widergespiegelt.

Typische Eigenschaften von Salzen

Ionenverbindungen bilden im festen Zustand Kristalle. Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte, weil die ungerichteten Bindungskräfte einen relativ stabilen Verbund durch den gesamten Kristall erzeugen. Die starken Anziehungskräfte können aber durch Lösungsmittel wie Wasser überwunden werden.

In wässriger Lösung dissoziieren Salze in ihre Ionen. Wie gut sich eine Ionenverbindung löst, ist unterschiedlich: Natriumchlorid ist sehr gut wasserlöslich, Silberchlorid dagegen nahezu unlöslich. Feste, kristalline Ionenverbindungen leiten keinen Strom, da die Ionen nicht frei beweglich sind. In Schmelzen oder Lösungen leiten sie Strom; die Ionen transportieren die Ladung und werden an Elektroden entladen. Dabei werden Salze häufig in ihre Elemente zersetzt. Ionenleiter heißen deshalb Leiter 2. Ordnung.

Ionenkristalle sind hart und spröde. Bei einer plastischen Verformung können gleich geladene Ionen nebeneinandergeschoben werden; ihre Abstoßung löst die Bindung, sodass der Kristall meist zerspringt. Ionenkristalle von Hauptgruppenelementen sind oft farblos, weil ihre Valenzelektronen stark gebunden sind und erst durch Photonen mit höherer Energie als sichtbares Licht angeregt werden können.