Ionenbindung

Beispiel Natriumchlorid

Betrachten wir einmal ein Natrium-Atom und ein Chlor-Atom und benutzen wir dazu das Kugelwolkenmodell:

Ich habe auf dieser Zeichnung die beiden interessanten Kugelwolken farbig hervorgehoben.

Nach der Oktettregel strebt jedes Atom den nächstgelegenen Edelgaszustand an. Dazu kann das Atom Elektronen aufnehmen oder auch abgeben. Dem Natrium-Atom in der Abbildung fehlen sieben Elektronen für den Argon-Zustand. Sieben Elektronen aufzunehmen, ist natürlich etwas viel verlangt. Viel einfacher ist es, wenn das Natrium das einzige Elektron der Außenschale abgibt. Dann wird die zweitäußere Schale plötzlich zur Außenschale, und die ist dann mit acht Elektronen besetzt - der Edelgaszustand des Gases Neon ist erreicht.

Dem Chlor-Atom fehlt ein Elektron für den Argon-Zustand, es muss ein Elektron aufnehmen.

Wenn beide Atome "zusammenarbeiten", erreicht jedes den gewünschten Edelgaszustand. Natrium muss sein überschüssiges Elektron nur an das Chlor abgeben. Dabei entsteht ein positiv geladenes Natrium-Kation Na⁺ und ein negativ geladenes Chlorid-Anion Cl^-. Auf dem Bild oben hat sich das Chlorid-Anion allerdings noch nicht gebildet, das Elektron ist "unterwegs" vom Elektronen-Donator zum Elektronen-Akzeptor (vom Spender zum Empfänger).

Auf diesem Bild kann man beide Ionen sehen. Das Natrium hat seine Außenhülle abgegeben, und die zweitäußerste Schale ist zur neuen Außenschale geworden. Dadurch ist das Natrium-Ion wesentlich kleiner als das ehemalige Natrium-Atom. Das Chlorid-Ion ist etwas größer als das Chlor-Atom, was man auf dieser Zeichnung aber nicht gut erkennen kann.

Auf diesem letzten Bild der Reihe schließlich sehen wir, dass sich die beiden Ionen gegenseitig anziehen. Außerdem habe ich die Reaktionsgleichung der Umsetzung aufgeschrieben. Als Zwischenprodukt der Reaktion zwischen Natrium und Chlor entstehen zunächst die gasförmigen Ionen, die sich dann zum festen Natriumchlorid-Kristall vereinigen. Die elektrostatische chemische Bindung zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen bezeichnet man auch einfach als Ionenbindung. Die Ionenbindung ist eine sehr starke intramolekulare chemische Bindung, vergleichbar mit der Elektronenpaarbindung oder der Metallbindung und wesentlich stärker als etwa die intermolekularen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen oder gar die van-der-Waals-Anziehungskräfte.

Wir wollen die Bildung von Kochsalz aus den Elementen Natrium und Chlor in die einzelnen Reaktionsschritte zerlegen und für jeden einzelnen Schritt den Energieumsatz betrachten. Überlegen wir zunächst, wie die beiden Ausgangsstoffe vorliegen. Das Natrium liegt als Feststoff vor, das Chlor als Gas.

Damit festes Natrium mit Chlor reagieren kann, muss es zunächst einmal sublimiert (verdampft) werden. Die dazu benötigte Energie wird als Sublimationsenergie bezeichnet. Die Sublimation ist eine endotherme Reaktion, die Reaktionsenthalpie hierfür beträgt +107 kJ/mol.

Die so entstandenen gasförmigen Natrium-Atome Na_(g) müssen dann ihr Außenelektron abgeben. Diesen Vorgang bezeichnet man als Ionisierung. Auch dieser Vorgang ist endotherm, da ja die Anziehungskräfte zwischen dem Außenelektron und dem "inneren Atom" überwunden werden müssen. Die Ionisierungsenergie beträgt hier +502 kJ/mol.

Das Chlor liegt bereits in gasförmigem Zustand vor, allerdings bestehen Chlor-Moleküle aus zwei Chlor-Atomen: Cl_2(g). Diese beiden Atome müssen voneinander getrennt werden. Dazu müssen die Anziehungskräfte, die zwischen den beiden Atomen herrschen, überwunden werden. Die Dissoziationsenergie beträgt +242 kJ für ein Chlor-Molekül. Da wir nur ein halbes Chlor-Molekül benötigen, rechnen wir auch nur +121 kJ für die Bildung einer NaCl-Einheit an.

Wir haben bisher genau 107 + 502 + 121 = 730 kJ/mol an Energie in die Reaktion "hineingesteckt". Wir wissen aber aus Erfahrung, dass die Reaktion von Natrium und Chlor zu festem Natriumchlorid ziemlich exotherm ist. Also werden die restlichen Reaktionsschritte wohl sehr viel Energie liefern müssen, auf jeden Fall deutlich mehr als die bisherigen 730 kJ/mol.

Die gasförmigen Chlor-Atome Cl_(g) müssen ein Elektron aufnehmen, um ihre Außenschale zu vervollständigen. Wenn das Elektron in die Elektronenhülle eintritt, entstehen neue Anziehungskräfte, denn das neue Elektron wird ja vom Atomkern angezogen. Daher ist dieser Schritt exotherm. Die dabei freigesetzte Energie wird als Elektronenaffinität bezeichnet, und die beträgt für ein Chlor-Atom -355 kJ/mol. Das Minuszeichen zeigt uns, dass die Energie freigesetzt wird; der Teilschritt ist exotherm.

Damit haben wir einen Teil der 730 kJ/mol, die wir anfangs in die Reaktion "hineinstecken" mussten, zurück gewonnen. Die Bilanz beläuft sich aber immer noch auf +375 kJ/mol, das heißt, die Gesamtreaktion ist immer noch nicht exotherm, sondern endotherm. Also muss wohl noch ein Schritt kommen, der mindestens 375 kJ/mol freisetzt, wahrscheinlich aber noch mehr, denn wie wir wissen, ist die Gesamtreaktion ziemlich exotherm und nicht nur ein bisschen.

Die gasförmigen Na⁺_(g)-Ionen ziehen viele Cl^-_(g)-Ionen an und umgekehrt. Es bildet sich ein Ionengitter. Und bei diesem Schritt wird in der Tat sehr viel Energie pro Mol freigesetzt, nämlich 788 kJ. Die Gitterenergie, so heißt dieser Energiebetrag, beläuft sich also auf -788 kJ/mol.

Wenn wir diesen Betrag von der bisherigen Zwischensumme (+375 kJ/mol) abziehen, so kommen wir auf ein Endergebnis von -413 kJ/mol. Dies ist dann die Reaktionsenthalpie der Gesamtreaktion, bei der aus festem Natrium und gasförmigem Chlor das feste NaCl entsteht.

Malen wir uns das Ganze einmal in Form eines Energiediagramms auf:

Das Ganze sieht doch jetzt übersichtlich aus. Einen Haken hat die Sache allerdings. Die oben aufgelisteten Teilschritte laufen nicht unbedingt in der Reihenfolge ab, wie sie das Diagramm nahelegt. Während ein Na-Atom gerade sublimiert, kann gleichzeitig ein Chlor-Molekül gespalten werden, und zur gleichen Zeit kann ein anderes Natrium-Atom gerade ein Elektron abgeben. Im Grunde laufen die Schritte unabhängig voneinander und nebeneinander ab. Aus diesem Grunde finden Sie ja auch keine Beschriftung auf der x-Achse des Diagramms. Auf gar keinen Fall dürfen Sie sich vorstellen, dass die x-Achse eine Zeitachse ist.

Das obige Diagramm zeigt, wie die Schmelztemperatur (in Grad Celsius) verschiedener Salze von dem Abstand der Ionen (in pm) im Kristallgitter abhängt.

Allgemein kann man auf den ersten Blick sagen: Je größer der Ionenabstand, desto niedriger die Schmelztemperatur.

Warum das so ist, kann man leicht erkennen. Die Anziehungskräfte zwischen den Ionen hängen vor allem von zwei Größen ab: den Ionenladungen und den Ionenabständen.

Je größer die Ionenladungen, desto stärker die Anziehungskräfte.

In unserem Diagramm haben aber alle Ionen die gleiche Ladung, nämlich +1 oder -1. Eine Verbindung wie Calciumoxid CaO hätte wegen der doppelten Ionenladungen (+2 bzw. -2) eine deutlich höhere Schmelztemperatur.

Je größer der Ionenabstand, desto geringer die Anziehungskraft.

Der Ionenabstand hängt natürlich von den Radien der beiden Ionen ab. Natrium-Ionen haben einen Radius von 102 pm, Chlorid-Ionen einen Radius von 181 pm. Zusammen sind das 283 pm. Iodid-Ionen haben zwei Elektronenschalen mehr als Chlorid-Ionen, daher ist ihr Radius auch wesentlich größer: 220 pm. Entsprechend groß ist der Abstand zwischen Natrium- und Iodid-Ionen.

Und was hat jetzt diese Anziehungskraft zwischen zwei Ionen mit dem Schmelzpunkt eines Salzes zu tun? Na, das ist jetzt einfach. Beim Schmelzen müssen diese Anziehungskräfte zwischen den Ionen überwunden werden:

Nun können Sie sicherlich auch leicht nachvollziehen, warum beispielsweise Magnesiumoxid MgO einen so hohen Schmelpunkt hat (2.800 ºC). Der Ionenabstand ist mit 212 pm noch kleiner als der des NaF (siehe Graphik), dies würde aber keine Schmelztemperatur von 2.800 ºC erklären, sondern höchstens eine Schmelztemperatur von 1.100 oder 1.200 ºC. Ursache für den hohen Schmelzpunkt ist die Ladung der Magnesium- und Sauerstoff-Ionen, beide sind zweifach geladen, die resultierende Anziehungskraft ist also vierfach größer als bei einfach geladenen Ionen, die sich in gleichem Abstand voneinander befinden.

Calciumoxid CaO hat einen geringeren Schmelzpunkt (2.570 ºC), weil das Calcium eine Elektronenschale mehr hat als das Magnesium und somit bei gleicher Ladung der Ionenradius und damit auch der Ionenabstand größer ist. Entsprechend niedrig ist die Schmelztemperatur von Bariumoxid, da das Barium-Ion noch größer ist als das Calcium-Ion. Der Schmelzpunkt von BaO liegt bei 1.920 ºC.

Wenn Sie sich noch ausführlicher über das Thema Ionenbindung informieren wollen, gehen Sie bitte auf die älteren Seiten, die ich im Jahre 2004 für meine damaligen 10. Klassen geschrieben habe. Heute wird dieser Stoff bereits in der Klasse 9 behandelt. Auf diesen Seiten finden Sie auch Abschnitte über Kristallstrukturen und Redoxreaktionen, die ja mit dem Thema Ionenbindung eigentlich nur bedingt etwas zu tun haben.