Ionenbindung: Eigenschaften & Beispiele (Teil 2)

2.1
Ionenbindung (Teil 2)

 

In der Kästchen-Schreibweise
sehen die Orbitale der Ionen Na+– und Chlorid-Ionen
so aus wie rechts abgebildet.

Um den
Vorgang des Elektronenübergangs in einer chemischen Gleichung
deutlich zu machen, benutzt man die in der Abbildung rechts
beim Chloridion angedeutete Schreibweise. Dabei gibt man die
Anzahl der Außenelektronen eines Atoms oder Ions in
Form von Punkten um das Elementsymbol an.

knacl

Diese Schreibweise nennt man Lewis-Formel
oder Pünktchen-Schreibweise. Nach den 1916 von
Lewis entwickelten Vorstellungen erfolgt die Bindung zwischen
zwei Atomen durch ein oder mehrere Elektronenpaare, wobei
Elektronen als Punkte und Elektronenpaare als Striche dargestellt
werden. Dabei gilt die Oktett-Regel,
daß die Atome genau so viele Elektronen abgeben bzw.
aufnehmen bis sie eine Außenschale (nach Bohr) mit 8
Elektronen haben (Ausnahme Wasserstoff: 2 Elektronen). Nachfolgend
sind die ersten beiden Perioden des PSE mit den Elementen
in der Lewis-Schreibweise dargestellt:

 

 

 

 


Abb.2.12

Elektronenkonfiguration
von
Na und Cl

 


Abb.2.13

Elektronenkonfiguration
und Lewisschreibweise

 


lewis2

Die
Bildung einiger Salze in dieser Schreibweise muß dann so aussehen:

lewis3

Die
Ionen der oben genannten Verbindungen bilden ein entsprechendes Ionengitter.

Faßt
man die einzelnen Schritte der Bildung Ionenbindung bei z.B. Kochsalz
aus energetischer Sicht zusammen , so ergibt sich folgendes:

 


Abb.2.14

Salzbildung

 

Überführung
von Na in den gasförmigen Zustand
(Sublimationswärme):
Na(f) —> Na(g)
DH = +107.3 kJ/mol
Ionisierung von Na,
(Ionisierungsenergie)
Na(g) —> Na+(g) + e
DH = +495.8 kJ/mol
Spaltung einer kovalenten
Bindung:
1/2 Cl2(g) —> Cl(g)
DH = +121.7 kJ/mol
Aufnahme eines Elektrons:
Cl(g) + e- —> Cl(g)
DH = -348.8 kJ/mol
Bildung eines Ionengitters
(Gitterenergie):
Na+(g) + Cl(g) —> NaCl
DH = -787.3 kJ/mol
Gesamtreaktion:
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
-> NaCl(s)
DH = -411.3 kJ/mol

Man sieht die Bildung einer Ionenverbindung ist exotherm
und dies gilt allgemein.

Eigenschaften von Ionenverbindungen:

Leitfähigkeit
Wie
wir schon gesehen haben leiten feste Salze den elektrischen Strom nicht,
da die Ionen fest im Gitter gebunden sind. In
Lösung dagegen sind die Ionen frei beweglich und die Salzlösung
leiten den elektrischen Strom
.
(siehe
hier
oder
Abb. 2.15
)

Löslichkeit
Salze sind in der Regel in Wasser löslich (siehe
hier
)
. Dabei werden
die Ionen aus dem Gitter herausgelöst und von einer
Hydrathülle
umgeben (siehe Bild rechts).

Schmelz-
und Siedepunkte

haerte

Die Schmelz- und Siedepunkte von Salzen
sind entsprechend der Gitterenergie relativ hoch.

Härte und
Sprödigkeit

Salze
sind einerseits relativ hart aber auch spröde. Die Härte kommt
von den starken Kräften im Ionengitter, die Sprödigkeit entsteht
bei der Verformung durch Abstoßungskräfte gleichartiger Ladungen.

sproed

Die Härte wird in Härtegraden nach Mohs
(1812)
festgestellt. Bei der
Mohs´schen
Härteskala

ritzt jedes aufgeführte Material das vor ihm stehende
und wird vom nachstehenden geritzt . Es handelt sich also um eine relative
Härteskala.

Nomenklatur

Bei binären Salzen wird das Metallion zuerst geschrieben.
Nomenklaturregel:

1. Benenne das Metallion,
2. benenne das Nichtmetallion und
3. hänge an das Ende das Suffix “id.”

Beispiele:

NaCl Natriumchlorid
K2S Kaliumsulfid
BaF2 Bariumfluorid
CaBr2 Kalziumbromid
NaCl Natriumchlorid
K2S Kaliumsulfid

Oft gibt man auch noch mit römischen Zahlen die Ladung des
Metallions an

CuBr2 ist Kupfer (II) bromid
Fe2O3 ist Eisen (III) oxid
SnCl2 ist Zinn (II) chlorid

Bei Dreifach-Salzen besteht die Verbindung aus 3 Elementen.
Die Regel ist dieselbe nur die Endung ist “at“.
Allerdings trifft das nur für die typische Koordination zu also z.B.
ClO3 .

Besondere Ionen:

OH- = Hydroxidion; NO3
= Nitration, PO43- = Phosphation; SO42-
= Sulfation; NH4+ = Ammoniumion, CO32-
– Ion = Carbonation

Beispiele:

ClO4 ist das Perchlorat-Ion (per bedeutet”über”);
man beachte die Oxidationszahl des Cl : +7
ClO3 ist das Chlorat-Ion
, Oxidationszahl des Cl : +5
ClO2 ist das Chlorit-Ion , Oxidationszahl
des Cl: +3

ClO ist das Hypochlorit-Ion (hypo bedeutet “unter”);
Oxidationszahl des Cl : +1

Die Oxidationszahl ist bei Ionen identisch mit
der Anzahl der Ladungen bzw. der Wertigkeit. Also z.B. das Na+
– Ion besitzt die Oxidationszahl +1 das Cl – Ion -1.

Na2CO3 Natriumcarbonat
KMnO4 Kaliumpermanganat
Fe(NO3)3 Eisennitrat
NH4OH Ammoniumhydroxid
Fe(OH)2 Eisen (II) hydroxid
Ca(OH)2 Calciumhydroxid

Entstehung von Ionen als Redoxreaktion

Bei der Bildung von Ionen findet ein Elektronenübergang
statt, z.B. 2 Mg + O2 —> 2 Mg 2+ 2O2-.
Die Reaktion kann in 2 Schritte aufgeteilt werden:

1. die Elektronenabgabe: 2Mg —> 2Mg2+
+ 4e

2. die Elektronenaufnahme: O2 + 4 e
—> 2 O2-

Eine Elektronenabgabe wird in der Chemie allgemein als
Oxidation
bezeichnet,
eine Elektronenaufnahme als Reduktion.
Eine Reaktion, bei der Oxidation und Reduktion stattfindet nennt man Redoxreaktion.

(Falls man sich das nicht merken kann
hilft vielleicht die Eselsbrücke:

Elektronenabgabe
= Oxidation ——– Elektronenaufnahme
= Reduktion)


Abb.2.15

Leitfähigkeit
von NaCl

salz6

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.16


Härte von Salzkristallen

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Weiterführende
Quellen:
Periodensystem:http://www.lenntech.com/deutsch/PSE.htm
http://www.uniterra.de/rutherford/
und http://www.webelements.com/
und http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/index.html
und http://periodensystem.andyhoppe.com/
und http://www.trauner.at/service/DownloadsCh/perioden.pdf

Ionenverbindungen: http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/latticeframe.html

Ionenbindung: http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_11/types.html

Kochsalz: http://www.ilpi.com/inorganic/structures/nacl/

Ionengitter:
http://www.chem.ox.ac.uk/icl/heyes/structure_of_solids/Lecture2/Lec2.html#anchor5

und http://www.isat.jmu.edu/users/klevicca/VISM/vism.htm

Lewisformeln: http://www.matse.psu.edu/matsc81/Handouts/Handout5.pdf
und http://server.chem.ufl.edu/~itl/2045_s99/lectures/lec_13.html

Kovalente Bindung: http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-1.htm

Molekülorbitaltheorie (MO):

http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_12/theory.html
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/molecule/hmol.html#c1
und
http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-2.htm
oder http://www.up.ac.za/academic/chem/mol_geom/vb/val_bond.htm

VSEPR-Theorie: http://www2.gasou.edu/chemdept/general/molecule/tutorial/index.htm
und http://mc2.cchem.berkeley.edu/VSEPR/index.html
und http://www.shef.ac.uk/~chem/vsepr/

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

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