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. 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
Die Bildung einiger Salze in dieser Schreibweise muß dann so aussehen: 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 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. 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)2 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               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