Eigenschaften von Ionen und Ionenbindungen

Atome sind elektrisch neutral, was bedeutet, dass sie dieselbe Anzahl an Protonen und Elektronen besitzen. Ionen hingegen sind elektrisch geladen, weil die Anzahl der Protonen und Elektronen nicht übereinstimmt.

Positiv geladene Ionen besitzen weniger Elektronen als Protonen, und werden auch Kationen genannt.

Negativ geladene Ionen besitzen mehr Elektronen als Protonen, und werden auch Anionen genannt.

Wenn das Ion z.B. ein Elektron weniger besitzt als Protonen, spricht man von einem einfach geladenem Ion, wenn es zwei Elektronen weniger sind, zweifach geladen, und so weiter. Die Ladung des Ions wird in der Chemie durch ein hochgestelltes Plus- oder Minuszeichen dargestellt, z.B. $$Na^+$$​ oder $$Cl^-$$​.

Ionen unterscheiden sich auch in ihrer Grösse von Atomen. Durch die Aufnahme von Elektronen vergrössert sich die Atomhülle aufgrund der Abstossung der Elektronen. Umgekehrt verkleinert sich die Atomhülle bei der Abgabe von Elektronen.

Bildung von Ionen

Ionen bilden sich aus Atomen durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen. Jedes Element hat aber eine Präferenz, ob es Elektronen lieber aufnimmt oder abgibt. Jedes Element möchte genauso viele Elektronen auf seiner äusseren Atomschale haben, wie die Edelgase. Diesen Zustand nennt man auch Edelgaskonfiguration. Er ist energetisch stabil, das heisst viele chemische Reaktionen verlaufen so, dass Edelgaskonfigurationen gebildet oder erhalten werden. Diese Erkenntnis wird auch als Edelgasregel bezeichnet.

Beispiel:

Das Chloratom besitzt in seiner Aussenschale 7 Elektronen. Durch die Aufnahme eines weiteren Elektrons wird aus dem Chloratom ein einfach negativ geladenes Chlorid-Ion: $$Cl^-$$​. Die Elektronenkonfiguration des Chlorid-Ions entspricht somit der des Edelgases Argon.

Natrium hingegen besitzt nur ein Elektron in seiner Aussenschale. Durch die Abgabe dieses Elektrons entsteht ein einfach positiv geladenes Natrium-Ion: ​$$Na^+$$. Durch die Abgabe des Elektrons erlangt Natrium die Edelgaskonfiguration, des Edelgases Neon.

Ladung von Ionen

Die Art und Anzahl der Ladungen von Ionen lassen sich oft aus dem Periodensystem ableiten. Die Elemente der $$I.$$​ Hauptgruppe bilden immer einfach positiv geladene Ionen. Die Elemente der $$II.$$​ Hauptgruppe bilden stets zweifach positiv geladene Ionen. Durch die Abgabe der Aussenelektronen erreichen die Atome der ersten beiden Hauptgruppe die Edelgaskonfiguration. Auch die übrigen Metalle bilden positiv geladene Ionen, allerdings oft verschiedene Arten von Kationen. Deshalb gibt es sowohl zweifach als auch dreifach positiv geladene Eisen-Ionen.

Nichtmetalle besitzen im Vergleich zu Metallen viele Aussenelektronen, weshalb sie daher negativ geladene Ionen bilden. Durch die Aufnahme weiterer Elektronen erreichen die Atome dieser Elemente die Edelgaskonfiguration. Elemente der $$VI.$$​ Hauptgruppe zweifach negativ geladene Ionen und die der $$VII.$$​ Hauptgruppe einfach negativ geladene Ionen.

Hinweis: Negativ geladene Ionen enden immer mit -id.

​​Ionenbindung

Die Ionenbindung ist eine Art der chemischen Bindung, aufgrund der gegensätzlichen Anziehungskräfte zwischen positiv und negativ geladenen Ionen. Natriumchlorid ist ein aus Ionen aufgebauter Stoff und klassisches Beispiel für eine Ionenbindung. Natriumchlorid bildet einen sogenannten Kristall aus, welcher aus einer grossen Anzahl von einfach positiv geladenen Natrium-Ionen ($$Na^+$$​) und einfach negativ geladenen Chlorid-Ionen ($$Cl^-$$​) besteht. Die Ionen sind regelmässig angeordnet. Natriumchlorid bildet Ionenkristalle, die durch die gegenseitige Anziehung der Ionen zusammengehalten werden. Die regelmässige Anordnung der Ionen im Kristall wird Ionengitter genannt.

Ionenverbindungen

Ionenverbindungen sind salzartige, aus regelmässig angeordneten Ionen aufgebaute Stoffe. Es gibt noch viele weitere Ionenverbindungen, ausser Natriumchlorid. Insbesondere Metallhalogenide, also Verbindungen aus Metallen und Halogenen, bilden Ionenverbindungen aus. Aber auch Metalloxide und Metallsulfide gehören zu den Ionenverbindungen. Eine Bindung zwischen zwei Elementen wird etwa ab einer Elektronegativitätsdifferenz von 1,7 oder mehr als ionisch bezeichnet. Wenn die Werte so stark abweichen, geht man davon aus, dass die Ladung vollständig übergegangen ist und die Atome somit als Ionen vorliegen.

Formeln von Ionenverbindungen

Die Formeln der Ionenverbindungen geben das kleinstmögliche Zahlenverhältnis der Ionen im Ionenkristall an. Damit ist das Verhältnis zwischen der Anzahl der Kationen zur Anzahl der Anionen gemeint. In der Ionenverbindung gleich sich die elektrischen Ladungen der Ionen aus und wirken nach aussen neutral. Mit der Kenntnis der Ionenladungen lässt sich die Verhältnisformel der Ionenverbindungen aufstellen.

Ionisierungsenergie

Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, damit ein Elektron abgegeben werden kann. Dabei entsteht ein positiv geladenes Ion und ein freies Elektron. Die Protonen des Atoms hindern aber durch ihre positive Ladung die Elektronen daran, das Atom zu verlassen. Die Ionisierungsenergie hängt stark von der Anziehungskraft zwischen dem Atomkern und dem Elektron, welches abgegeben werden soll ab und hat die Einheit $$eV$$​ oder $$kJ\cdot mol^{-1}$$​ ($$eV=96,47kJ\cdot mol^{-1}$$). Sie ist ein Mass für die Stärke, mit der das Elektron im Atom gebunden ist.

Im Periodensystem nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab, da die Distanz zum Kern grösser wird und in einer Periode von links nach rechts zu, da die Elektronegativität steigt. Die grösste Ionisierungsenergie haben Edelgase, was die energetisch günstige Eigenschaft der Edelgaskonfiguration belegt. Werden mehrere Elektronen aus der Atomhülle entfernt, spricht man von zweiter, dritter usw. Ionisierungsenergie.

Eigenschaften von Ionenverbindungen

Sprödigkeit

Ionenverbindungen bilden Salzkristalle, welche spröde sind. Das bedeutet, dass sie nicht verformt werden können. Bei Einwirkung einer Kraft zerspringen sie in Bruchstücke mit glatten Flächen. Diese entstehen, weil Ionenschichten so verschoben werden, dass gleichnamig geladene Ionen aufeinander treffen und sich gegenseitig abstossen.

Hohe Schmelztemperatur

Bei Raumtemperatur sind Ionenverbindungen fest. Beim Schmelzen müssen die Anziehungskräfte überwunden werden, damit dass die Ionen sich frei bewegen können. Aber durch die starken Ionenbindungen ist die Schmelztemperatur von Salzen sehr hoch, unterscheidet sich aber je nach Art der Ionen. Je kleiner und höher geladen die Ionen sind, desto stärker ist die Ionenbindung.

Gute Löslichkeit

Salze lösen sich in der Regel gut in Wasser. Zum Abbau des Ionengitters durch Wassermoleküle muss Energie aufgewandt werden. Wassermoleküle umhüllen die nun frei beweglichen Ionen, dabei wird wiederum Energie frei. Das Verhältnis von aufgewandter Energie zum Abbau des Ionengitters zur freigesetzter Energie beim Umhüllen der Ionen mit Wassermolekülen bestimmt, wie gut ein Salz löslich ist und ob beim Lösungsvorgang eine Änderung der Temperatur stattfindet.

Ionen in Reaktionsgleichungen​

Das Lösen von Natriumchlorid in Wasser lässt sich durch eine Reaktionsgleichung in Ionenschreibweise (Ionengleichung) darstellen. Das
„aq“ steht für in Wasser gelöst (englisch für in aqueous solution) und „s“ steht für fest (englisch für solid)

$$NaCl (s) \rightarrow Na^+ (aq) + Cl^- (aq)$$​​

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