Elemente und Moleküle, Schulbuch

36 2 DIe CHeMISCHe BINDUNG 2.5 DAS IONENBINDUNGSMODELL Kation • Anion • Ionengitter • Gitterenergie • Hydratisierung Zwischen Atomen mit großem Elektronegativitätsunterschied, vereinfacht zwischen Metall- und Nichtmetall-Atomen, kommt es zu einer Übertragung von Elektronen. Metalle geben Elektronen ab und bilden positive Ionen, die man Kationen nennt. Nichtmetalle nehmen Elektronen auf und bilden negative Ionen, die man Anionen nennt. Die Bildung von Kationen und Anionen erfolgt immer gleichzeitig und unter Berücksichtigung der Elektroneutralität. Gibt ein Metall zB 2 Elektronen ab und kann das Nichtmetall-Atom zB nur 1 Elektron aufnehmen, so reagieren immer doppelt so viele Nichtmetall-Atome wie Metall-Atome. Jedes gebildete Ion wirkt auf die entge - gengesetzt geladenen Ionen in allen Raumrichtungen anziehend. Dadurch entsteht ein Gitter, das als Ionengitter bezeichnet wird (Abb. 36.1). Für die Bildung eines Ionengitters sind viele Teilschritte notwendig. Diese werden in der folgenden Abbildung 36.2 schematisch wiedergegeben. Man erkennt, dass der Energie bestimmende Schritt die Ausbildung des Ionengitters ist. Die Gitterenergie steigt meist mit der Ladung der Ionen. Welche Ladung die Io - nen besitzen, ist in vielen Fällen ein „Kompromiss“ zwischen der Ionisierungsenergie (je mehr Elektronen entfernt werden, desto mehr Energie ist dafür notwendig) und der Gitterenergie. Stabile Ionen entstehen oft durch Ausbildung einer Edelgashülle. Nichtmetall-Atome gehorchen immer der Edelgas- oder Oktettregel. Die Atome der 17. Gruppe bilden daher immer einfach negativ geladene Ionen, die Atome der 16. Gruppe immer zweifach negative Ionen und die der 15. Gruppe immer dreifach ne - gative Ionen. Der Name des Anions leitet sich vom Elementnamen (oft von der la - teinischen Bezeichnung) ab und erhält immer die Endung - id (Abb. 36.3). Bei den Metall-Atomen wird nur in der 1. und 2. Gruppe die Oktettregel ausschließ- lich erfüllt. (Metalle der 1. Gruppe bilden immer einfach positiv geladene Ionen, die der 2. Gruppe immer zweifach positiv geladene Ionen.) Bei den Gruppen 13 bis 16 sind ab der 4. Periode 2 Ionenladungen möglich: Entweder werden alle Außenelek - tronen abgegeben (Oktettregel) oder nur die p-Elektronen. Die Atome der 13. Grup- pe können daher Ionen mit der Ladung +1 und +3 bilden, die Metall-Atome der Gruppe 14 Ionen mit der Ladung +2 und +4 und die der Gruppe 15 Ionen mit +3 und +5. Die Stabilität des Ions mit der niedrigeren Ionenladung steigt mit steigender Ordnungszahl. Bei den Metall-Atomen der Nebengruppen sind auf Grund der kom - plexen Verhältnisse bei den Valenz-Elektronen oft mehrere Ionenladungen möglich. Sublimations- energie 109 kJ/mol Bindungs- energie 121 kJ/0,5 mol Ionisierungs- energie Elektronen- affinität 365 kJ/mol 498 kJ/mol Gitter- energie 768 kJ/mol Na-Atom Cl 2 -Molekül Cl – -Ion Na + -Ion Cl-Atom Aufgewendete Energie: 109 kJ/mol 121 kJ/mol 498 kJ/mol Summe: 728 kJ/mol Frei gewordene Energie: 365 kJ/mol 768 kJ/mol Summe: 1133 kJ/mol Ergebnis: 405 kJ/mol werden frei! Die Kationen besitzen einen kleineren Radius als das entsprechende Metall, weil bei gleich bleibender Protonenzahl die Elektronenzahl – meist durch Wegfall der äußersten Sphäre – sinkt. Analog besitzen Anionen immer einen größeren Ionenradius als das entsprechende Nichtmetall-Atom. Abb. 36.2: Energietransfer bei Bildung eines Ionengitters von NaCl aus den Elementen Abb. 36.1: Ionengitter des Kochsalzes Abb. 36.3: Die wichtigsten Nichtmetall-Anionen und ihre Benennung F – Fluorid Cl – Chlorid Br – Bromid I – Iodid O 2– Oxid S 2– Sulfid N 3– Nitrid P 3– Phosphid Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv