Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen.

Ein Kation (ein positives Ion) bildet sich, wenn ein neutrales Atom ein oder mehrere Elektronen aus seiner Valenzschale verliert, und ein Anion (ein negatives Ion) bildet sich, wenn ein neutrales Atom ein oder mehrere Elektronen in seiner Valenzschale gewinnt.

Verbindungen, die aus Ionen zusammengesetzt sind, werden als ionische Verbindungen (oder Salze) bezeichnet, und die Ionen, aus denen sie bestehen, werden durch ionische Bindungen zusammengehalten: elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen. Die Eigenschaften der ionischen Verbindungen geben Aufschluss über die Art der ionischen Bindungen. Ionische Festkörper weisen eine kristalline Struktur auf und neigen dazu, starr und spröde zu sein; sie neigen auch dazu, hohe Schmelz- und Siedepunkte zu haben, was darauf hindeutet, dass ionische Bindungen sehr stark sind. Aus dem gleichen Grund sind ionische Festkörper auch schlechte elektrische Leiter - die Stärke der ionischen Bindungen verhindert, dass sich die Ionen im festen Zustand frei bewegen können. Die meisten ionischen Festkörper lösen sich jedoch leicht in Wasser auf. Einmal gelöst oder geschmolzen, sind ionische Verbindungen ausgezeichnete Strom- und Wärmeleiter, da sich die Ionen frei bewegen können.

Neutrale Atome und ihre assoziierten Ionen haben sehr unterschiedliche physikalische und chemische Eigenschaften. Natriumatome bilden Natriummetall, ein weiches, silbrig-weißes Metall, das an der Luft heftig brennt und mit Wasser explosionsartig reagiert. Chloratome bilden Chlorgas, Cl2, ein gelb-grünes Gas, das für die meisten Metalle extrem korrosiv und für Tiere und Pflanzen sehr giftig ist. Die heftige Reaktion zwischen den Elementen Natrium und Chlor bildet die weisse, kristalline Verbindung Natriumchlorid, ein gewöhnliches Kochsalz, das Natriumkationen und Chloridanionen enthält. Die aus diesen Ionen zusammengesetzte Verbindung weist Eigenschaften auf, die sich von den Eigenschaften der Elemente Natrium und Chlor völlig unterscheiden. Chlor ist giftig, aber Natriumchlorid ist lebensnotwendig; Natriumatome reagieren heftig mit Wasser, aber Natriumchlorid löst sich einfach in Wasser auf.

 

(a) Natrium ist ein Weichmetall, das in Mineralöl gelagert werden muss, um eine Reaktion mit Luft oder Wasser zu verhindern. (b) Chlor ist ein blass-gelb-grünes Gas. (c) Wenn sie kombiniert werden, bilden sie weiße Kristalle von Natriumchlorid (Kochsalz). (credit a: Modifikation der Arbeit von "Jurii"/Wikimedia Commons)

Die Bildung ionischer Verbindungen

Binäre ionische Verbindungen bestehen aus nur zwei Elementen: einem Metall (das die Kationen bildet) und einem Nichtmetall (das die Anionen bildet). Zum Beispiel ist NaCl eine binäre ionische Verbindung. Wir können die Bildung solcher Verbindungen im Hinblick auf die periodischen Eigenschaften der Elemente betrachten. Viele metallische Elemente haben relativ niedrige Ionisationspotentiale und verlieren leicht Elektronen. Diese Elemente liegen links in einer Periode oder in der Nähe des unteren Randes einer Gruppe des Periodensystems. Nichtmetallatome haben relativ hohe Elektronenaffinitäten und gewinnen daher leicht Elektronen, die von Metallatomen verloren gehen, und füllen dadurch ihre Valenzschalen aus. Nichtmetallische Elemente finden sich in der oberen rechten Ecke des Periodensystems.

Da alle Substanzen elektrisch neutral sein müssen, muss die Gesamtzahl der positiven Ladungen an den Kationen einer ionischen Verbindung gleich der Gesamtzahl der negativen Ladungen an ihren Anionen sein. Die Formel einer ionischen Verbindung stellt das einfachste Verhältnis der Anzahl der Ionen dar, die erforderlich ist, um die gleiche Anzahl positiver und negativer Ladungen zu erhalten. Zum Beispiel gibt die Formel für Aluminiumoxid, Al2O3, an, dass diese ionische Verbindung zwei Aluminiumkationen, Al3+, für je drei Oxidanionen, O2- [also (2 × +3) + (3 × -2) = 0], enthält.

Es ist jedoch wichtig zu beachten, dass die Formel für eine ionische Verbindung nicht die physikalische Anordnung ihrer Ionen darstellt. Es ist falsch, sich auf ein Natriumchlorid (NaCl)-"Molekül" zu beziehen, da zwischen einem bestimmten Paar von Natrium- und Chloridionen keine einzige ionische Bindung per se besteht. Die Anziehungskräfte zwischen den Ionen sind isotrop - in allen Richtungen gleich - was bedeutet, dass ein bestimmtes Ion von allen benachbarten Ionen mit entgegengesetzter Ladung gleichermaßen angezogen wird. Dies führt dazu, dass sich die Ionen zu einer eng gebundenen, dreidimensionalen Gitterstruktur anordnen. Natriumchlorid zum Beispiel besteht aus einer regelmäßigen Anordnung einer gleichen Anzahl von Na+-Kationen und Cl--Anionen.

Die Atome in Natriumchlorid (Kochsalz) sind so angeordnet, dass (a) entgegengesetzte Ladungen in Wechselwirkung maximiert werden. Die kleineren Kugeln stehen für Natriumionen, die größeren für Chloridionen. In der erweiterten Ansicht (b) ist die Geometrie deutlicher zu erkennen. Beachten Sie, dass jedes Ion an alle umgebenden Ionen "gebunden" ist - in diesem Fall an sechs.

Die starke elektrostatische Anziehung zwischen Na+- und Cl--Ionen hält sie in festem NaCl fest zusammen. Es werden 769 kJ Energie benötigt, um ein Mol festes NaCl in separate gasförmige Na+- und Cl--Ionen zu dissoziieren:

NaCl(s)⟶Na+(g)+Cl-(g) ΔH=769kJ

Elektronische Strukturen von Kationen

Bei der Bildung eines Kations neigt ein Atom eines Hauptgruppenelements dazu, alle seine Valenzelektronen zu verlieren, wodurch es die elektronische Struktur des Edelgases annimmt, die ihm im Periodensystem vorausgeht. Für die Gruppen 1 (die Alkalimetalle) und 2 (die Erdalkalimetalle) sind die Gruppenzahlen gleich den Zahlen der Valenzschalenelektronen und damit den Ladungen der Kationen, die aus den Atomen dieser Elemente gebildet werden, wenn alle Valenzschalenelektronen entfernt werden. Zum Beispiel ist Kalzium ein Element der Gruppe 2, dessen neutrale Atome 20 Elektronen und eine Elektronenkonfiguration im Grundzustand von 1s22s22p63s23p64s2 aufweisen. Wenn ein Ca-Atom beide seiner Valenzelektronen verliert, ist das Ergebnis ein Kation mit 18 Elektronen, einer Ladung von 2+ und einer Elektronenkonfiguration von 1s22s22p63s23p6. Das Ca2+-Ion ist also isoelektronisch mit dem Edelgas Ar.

Für die Gruppen 13-17 übersteigen die Gruppenzahlen die Anzahl der Valenzelektronen um 10 (was die Möglichkeit voller d-Teilschalen in den Atomen der Elemente in der vierten und größeren Periode berücksichtigt). Somit ist die Ladung eines Kations, das durch den Verlust aller Valenzelektronen gebildet wird, gleich der Gruppenzahl minus 10. Zum Beispiel bildet Aluminium (in Gruppe 13) 3+ Ionen (Al3+).

Ausnahmen von dem 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 Inert-Paar-Effekt zugeschrieben, der die relativ niedrige Energie des Valenz s-Elektronenpaares für Atome der schweren Elemente der Gruppen 13, 14 und 15 widerspiegelt. Quecksilber (Gruppe 12) zeigt ebenfalls ein unerwartetes Verhalten: Es bildet ein zweiatomiges Ion, Hg22+ (ein aus zwei Quecksilberatomen gebildetes Ion mit einer Hg-Hg-Bindung), zusätzlich zu dem erwarteten einatomigen Ion Hg2+ (aus nur einem Quecksilberatom gebildet).

Übergangs- und innere Übergangsmetallelemente verhalten sich anders als Hauptgruppenelemente. Die meisten Übergangsmetallkationen haben 2+ oder 3+ Ladungen, die aus dem Verlust ihres/ihrer äußersten s-Elektrons/Elektronen zuerst resultieren, manchmal gefolgt vom Verlust von einem oder zwei d-Elektronen aus der nächst-äußeren Schale. Zum Beispiel bildet Eisen (1s22s22p63s23p63d64s2) das Ion Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6) durch den Verlust der 4s-Elektronen und das Ion Fe3+ (1s22s22p63s23p63d5) durch den Verlust des 4s-Elektrons und eines der 3d-Elektronen. Obwohl die d-Orbitale der Übergangselemente nach dem Aufbau-Prinzip als letzte beim Aufbau von Elektronenkonfigurationen gefüllt werden, gehen die äußersten s-Elektronen als erste verloren, wenn diese Atome ionisieren. Wenn die inneren Übergangsmetalle Ionen bilden, haben sie normalerweise eine Ladung von 3+, die aus dem Verlust ihrer äußersten s-Elektronen und eines d- oder f-Elektrons resultiert.

Beispiel

Bestimmung der elektronischen Strukturen von Kationen

Es gibt mindestens 14 Elemente, die als "essentielle Spurenelemente" für den menschlichen Körper kategorisiert sind. Sie werden als "essentiell" bezeichnet, weil sie für gesunde Körperfunktionen erforderlich sind, als "Spurenelemente", weil sie nur in geringen Mengen benötigt werden, und als "Elemente", obwohl es sich eigentlich um Ionen handelt. Zwei dieser essentiellen Spurenelemente, Chrom und Zink, werden als Cr3+ und Zn2+ benötigt. Schreiben Sie die Elektronenkonfigurationen dieser Kationen auf.

Lösung

Schreiben Sie zunächst die Elektronenkonfiguration für die neutralen Atome:

Zn: [Ar]3d104s2

Cr: [Ar]3d54s1

Als nächstes entfernen Sie Elektronen aus dem Orbital mit der höchsten Energie. Bei den Übergangsmetallen werden die Elektronen zuerst aus dem s-Orbital und dann aus dem d-Orbital entfernt. Bei den p-Block-Elementen werden die Elektronen zuerst aus den p-Orbitalen und dann aus dem s-Orbital entfernt. Zink ist ein Mitglied der Gruppe 12, daher sollte es eine Ladung von 2+ haben, und verliert daher nur die beiden Elektronen in seinem s-Orbital. Chrom ist ein Übergangselement und sollte bei der Bildung eines Kations erst seine s-Elektronen und dann seine d-Elektronen verlieren. Man findet also folgende Elektronenkonfigurationen der Ionen:

Zn2+: [Ar]3d10

Cr3+: [Ar]3d3

Kalium und Magnesium werden in unserer Ernährung benötigt. Schreiben Sie die Elektronenkonfigurationen der von diesen Elementen erwarteten Ionen auf.

Antwort

K+: [Ar], Mg2+: [Ne]

Elektronische Strukturen von Anionen

Die meisten monatomaren Anionen entstehen, wenn ein neutrales Nichtmetallatom genügend Elektronen erhält, um seine äußeren s- und p-Orbitale vollständig auszufüllen und dadurch die Elektronenkonfiguration des nächsten Edelgases zu erreichen. Daher ist es einfach, die Ladung an einem solchen negativen Ion zu bestimmen: Die Ladung ist gleich der Anzahl der Elektronen, die gewonnen werden müssen, um die s- und p-Orbitale des Mutteratoms zu füllen. Sauerstoff hat zum Beispiel die Elektronenkonfiguration 1s22s22p4, während das Sauerstoffanion die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon (Ne), 1s22s22p6, hat. Die zwei zusätzlichen Elektronen, die zum Füllen der Valenzorbitale benötigt werden, geben dem Oxidion die Ladung von 2- (O2-).

Beispiel

Bestimmung der elektronischen Struktur von Anionen
Selen und Jod sind zwei wesentliche Spurenelemente, die Anionen bilden. Schreiben Sie die Elektronenkonfigurationen der Anionen auf.

Lösung

Se2-: [Ar]3d104s24p6

I–: [Kr]4d105s25p6

Schreiben Sie die Elektronenkonfigurationen eines Phosphoratoms und seines negativen Ions auf. Geben Sie die Ladung des Anions an.

Antwort

P: [Ne]3s23p3; P3-: [Ne]3s23p3; [Ne]3s23p6

 

Laut Ionic Bonding