Ionenbindung !!!

Leitet man Chlorgas über geschmolzenes Natrium, so reagieren beide Stoffe heftig unter Flammenerscheinung miteinander. Es entsteht ein weißes, kristallines Pulver, Natriumchlorid ( Kochsalz ):

Na + ½ Cl₂ ———> Na⁺ + Cl¯ + Energie

Im Verlauf der Reaktion übertragen Natriumatome je ein Elektron auf die Chloratome. Es entstehen positiv geladene Natriumionen ( ein Außenelektron ) und negativ geladene Chloridionen ( sieben Außenelektronen ), die durch elektrostatische Kräfte in einem Ionengitter zusammengehalten werden.

Abb.: Bildung von Kochsalz aus Natrium und Chlor

Warum wird bei dieser Reaktion nur ein Elektron übertragen? Weil die Elemente streben an, die Elektronenkonfiguration der am nächsten gelegenen Edelgasschale zu erreichen. Diese ist energetisch besonders stabil.

Das sehr reaktive Metall Natrium hat ein Außenelektron, das sehr reaktive Chlor sieben Außenelektronen. Dagegen haben die gebildeten Ionen vollbesetzte Schalen mit jeweils acht Außenelektronen: Das Na⁺ -Ion hat die Edelgasschale von Neon, das Cl¯ -Ion die von Argon. Analog zu den wenig reaktiven Edelgasen sind deshalb auch die Natrium- und Chlorid- Ionen sehr stabil, nicht mehr reaktiv und nicht so giftig wie die Elemente.

Die Ionenbindung der übrigen Elemente erfolgt nach folgender Regel: Die Zahl der ausgetauschten Elektronen kann man der Gruppennummer im Periodensystem entnehmen, man spricht von den Wertigkeit.

Vorausgreifend ist gesagt, dass man anstelle der Wertigkeit besser von der Oxidationszahl spricht. Damit gibt man an, wie viel Elektronen abgegeben oder aufgenommen wurden. Man verwendet für die Ladungszahl römische Ziffern.

Merkt man sich, dass H (bis auf seltene Ausnahmen) in Verbindungen stets die Oxidationszahl +I hat, kann man die Oxidationszahlen der übrigen Elemente herleiten. Gleiches gilt für Sauerstoff, der meistens die Oxidationszahl -II hat. Zum Beispiel: H₂O, HCl, Na₂O oder Al₂O₃.

Elemente haben die Oxidationszahl 0. Dies gilt auch dann, wenn zwei oder mehr Atome eines Elements untereinander verbunden ist. Beispiele sind Cl₂, N₂ oder C im Graphit ,Ruß, Fulleren oder auch Diamant.

Natürlich kann ein Element in seinen Verbindungen in verschiedenen Oxidationszahlen vorliegen. Ein Beispiel für die wechselnde Oxidationszahl ist der Sauerstoff: Element O₂ (Oxidationszahl 0), Wasser H₂O (-II), Wasserstoffperoxyd H₂O₂ (-I), Hydroxylradikal OH (-I) und Ozon O₃ (0). Aber auch Eisen zeigt unterschiedliche Oxidationszahlen: Metall (0), in eutrophierten Gewässern als Fe²⁺ (+II) und in sauerstoffreichem Milieu Fe³⁺ (+III).

Einige Beispiele für die Oxidationszahlen der zentralen Elemente in verschiedenen Verbindungen gibt es auch in folgende Übersicht:

Die Bindung zwischen Natrium und Chlor kommt letztlich dadurch zustande, da die gegensätzlich geladenen Ionen sich anziehen. Es bilden sich Ionengitter. Die Bindung ist sehr stark. Folglich haben Salze und Oxide im allgemeine hohe Schmelzpunkte ( NaCl: 801 °C, Al₂O₃: 2045 °C ).

Ionisch aufgebaute Verbindungen nennt man auch Elektrolyte, da sie in Schmelze oder Lösung den elektrischen Strom leiten. Man findet unter ihnen Salze und Oxide sowie Säuren und Laugen.