Ionenbindung – Chemie, Erklärung und Beispiele

Eine Ionenbindung, auch ionische Bindung genannt, ist eine Bindung zwischen positiv und negativ geladenen Ionen. Die Ionen ziehen sich aufgrund ihrer gegensätzlichen Ladung elektrostatisch an. Ionenverbindungen werden in der Chemie Salze style=“font-weight: 400;“> genannt. Genau wie die kovalente Bindung zählt die Ionenbindung zu den starken Bindungen.

Der Unterschied zwischen der Atombindung und der Ionenbindung ist, dass bei der Atombindung die Teilchen durch ein geteiltes Elektronenpaar aneinander gebunden sind, während die Ionen bei der Ionenbindung ausschließlich durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Wegen ihrer gegensätzlichen Ladung (positiv und negativ) ziehen sich Kationen und Anionen durch die Coulombkraft gegenseitig an. Die Coulombkraft wirkt bei den sich anziehenden Teilchen in alle Raumrichtungen. Dadurch entsteht nicht nur eine eindimensionale Bindungsachse, sondern ein dreidimensionales Gitter aus sich anziehenden Ionen, die abwechselnd angeordnet sind.

Zur Entstehung eines Ionengitters müssen zunächst Ionen gebildet werden. Atome streben danach, mit ihrer Elektronenhülle die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dazu können sie bei einer Elektronegativitätsdifferenz unter 1,8 zu einem weiteren Atom eine Atombindung ausbilden. Ist die Elektronegativitätsdifferenz der Atome allerdings größer als 1,8, dann überwiegt die Elektronegativität des elektronegativeren Partners so stark, dass er die Elektronen des weniger elektronegativen Atoms zu sich nehmen kann. Dabei entstehen ein Anion und ein Kation. Die hohe Differenz der Elektronegativität spielt für die Ionenbindung eine wichtige Rolle.
Die Bildung einer Ionenbindung lässt sich am Modell Kaliumchlorid gut zeigen. Die Formel von Kaliumchlorid ist KCl. Das Chloratom ist deutlich elektronegativer als das Kaliumatom. Dem Chloratom fehlt ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration. Da das Kalium nur ein Außenelektron besitzt, ist es in diesem Fall günstiger, dieses Elektron abzugeben und damit die darunterliegende voll besetzte Schale als Außenschale freizulegen. Durch die große Elektronegativitätsdifferenz ist es für das Chloratom einfach, das Außenelektron des Kaliums an sich zu nehmen. Es hat somit ein Elektron mehr und ist einfach negativ geladen (Chloridion). Das Kaliumatom hat durch die Abgabe eines Elektrons nun eine einfach positive Ladung. Die Ionenbildung von Kaliumchlorid ist in den folgenden Reaktionsgleichungen gezeigt. Aus den entstandenen Ionen bildet sich schließlich ein Ionengitter.

Elektronenabgabe:
Elektronenaufnahme:
Gesamt:

Betrachtet man alle Elemente des Periodensystems, dann kann erkannt werden, dass Metalle eher elektropositiv sind, während die Nichtmetalle (rechts im Periodensystem) eher elektronegativ sind. Metalle und Nichtmetalle können also einfach miteinander Ionengitter ausbilden. Häufig vorkommende Beispiele für Nichtmetalle sind: S, O, F, Cl, Br. Sie bilden in der Regel den anionischen Teil eines Ionengitters.

Ionen bilden durch ihre gegenseitige Anziehung dreidimensionale Ionengitter. Ein Ionengitter kann anschaulich am Beispiel des Ionengitters von Natriumchlorid dargestellt werden. Das Gitter setzt sich zusammen aus einfach positiv geladenen Natriumionen und einfach negativ geladenen Chloridionen, die in alle Raumrichtungen abwechselnd angeordnet sind. Das Ionengitter von Natriumchlorid ist in der folgenden Abbildung dargestellt.

Neben dem Gitter, das Natriumchlorid ausbildet, gibt es noch einige weitere Strukturtypen für Ionenverbindungen. Nach diesen Strukturtypen richten sich die Ionengitter der meisten Salze. Einige Strukturtypen für Ionenkristalle sind in der folgenden Tabelle aufgelistet. Es sind hier nur binäre Ionenverbindungen gezeigt.

Die Ionenbindung ist im Gegensatz zur Atombindung nicht gerichtet, sondern wirkt in allen Richtungen gleich stark. Die starke Ionenbindung macht Salze zu nur bei hohen Temperaturen schmelzenden, spröden Feststoffen. Außerdem weisen Stoffe mit Ionenbindungen eine geringe Verformbarkeit auf und sind in der Regel sehr hart.