Dieionische Bindung (auchIonenbindung,heteropolare Bindung oderelektrovalente Bindung) ist einechemische Bindung, die auf derelektrostatischen Anziehung positiv und negativ geladenerIonen basiert und als solche insbesondere fürSalze charakteristisch ist.

Eine reine ionische Bindung, bei welcher ein Atom oder Molekül ein Elektron vollständig an ein anderes übergibt, kommt nicht vor. Ionische Bindung tritt immer zusammen mitkovalenter Bindung auf, bei der die Elektronen zwischen den Atomen geteilt werden. Vonionischer Bindung spricht man, wenn deren Anteil gegenüber der kovalenten Bindung überwiegt.

Die Ionenbindung wurde um 1916 vonWalther Kossel formuliert. Ab einerElektronegativitäts-Differenz von ΔEN = 1,7 spricht man von einem 50 % partiell ionischen Charakter.^[1] Bei einer Differenz größer als 1,7 liegen demnach ionische Bindungen vor. Damit gibt es eine Ionenbindung, die komplett ausHalogenen besteht; diese Ionenbindung ist Astatfluorid (At⁺F⁻) (ΔEN = 1,78). Unter diesem Wert liegenpolare, also überwiegendkovalente, Bindungen vor. Dies sind jedoch relativ willkürlich gesetzte Grenzen, da der Fall der reinen ionischen Bindung eine Idealisierung darstellt.

Als grober Anhaltspunkt kann gelten, dass eine Ionenbindung zwischen Elementen zustande kommt, die links imPeriodensystem (PSE) stehen, und Elementen, die rechts im PSE stehen. Schaut man sich den Ionenbindungsanteil zum Beispiel vonNatriumchlorid an, welches oft als klassischer Fall der Ionenbindung angesehen wird, so stellt man einen Wert von etwa 75 Prozent fest. Ein anderes Beispiel wäre Caesiumfluorid mit etwa 92 Prozent. Ionenbindungen haben also in allen Fällen auch einen Anteil an kovalenter Bindung. Umgekehrt gilt dies nicht, denn innerhalb sogenannterElementmoleküle existiert die 100-prozentige kovalente Bindung.

Die Bindung entsteht durch die elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Teilchen. Die Ionen sind regelmäßig in einem Ionengitter angeordnet und sie bilden häufig Kristalle. Ihr Aufbau ist abhängig von der Ladung und den Größenverhältnissen der Ionen. Ionenbindungen haben hohe Schmelz- und Siedepunkte. Die starken Anziehungskräfte zwischen den Teilchen können durch Lösungsmittel, z. B. Wasser, überwunden werden. Feste (kristalline) Ionenverbindungen leiten keinen elektrischen Strom. Im gelösten oder geschmolzenen Zustand leiten sie elektrischen Strom, weil sich dann die elektrisch geladenen Teilchen frei bewegen können.

Die Atome streben durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen danach, für ihre äußerste besetzte Schale dieEdelgaskonfiguration und den energieärmsten Zustand zu erreichen. Dies wird entweder durch Elektronenabgabe seitens der Elemente mit geringerer Elektronegativität erreicht (links im PSE), dabei entstehen einfach oder auch mehrfach positiv geladeneKationen. Im anderen Fall entstehen durch Elektronenaufnahme seitens der Elemente mit höhererElektronegativität und dadurch hoherElektronenaffinität (im PSE rechts stehende Elemente), einfach oder mehrfach negativ geladeneAnionen.

Die Kationen und Anionen ziehen sichelektrostatisch an; die bei der Vereinigung der beiden Ionenarten freiwerdende Energie wird alsGitterenergie bezeichnet und ist die eigentliche Triebkraft derSalzbildung. Die Gitterenergie setzt sich dabei aus insgesamt 4 Komponenten zusammen:

• derNullpunktenergie der Ionen,
• den Abstoßungsenergien zwischen den Kernen einerseits und zwischen den Elektronenhüllen andererseits,
• der Bindungsenergie, die ausLondon-Kräften zwischen mehr oder weniger gut polarisierbaren Elektronenhüllen oder aus Multipol-Wechselwirkungen (bei Ionen mit unsymmetrischer Ladungsverteilung wie NO₂) resultiert und
• schließlich dercoulombschen Kraft zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen.

Die Gitterenergie lässt sich empirisch mit demBorn-Haber-Kreisprozess bestimmen. Die theoretische Bestimmung erfolgt durch dieBorn-Landé-Gleichung undKapustinskii-Gleichung.

Da sich das elektrostatische Feld gleichmäßig in alle Raumrichtungen erstreckt, entstehen sehr regelmäßige Ionengitter. Aufgrund der unterschiedlichenIonenradien ergeben sich allerdingsverschiedene ionische Strukturen:Kochsalz- (NaCl),Caesiumchlorid- (CsCl),Zinkblende- (ZnS) undFluorit-Struktur (CaF₂) sowie andere, die nach den charakteristischen Vertretern benannt sind. Die relativen Stabilitäten der verschiedenen Gittertypen infolge verschiedener Koordinationsstrukturen undKoordinationszahlen der Ionen werden durch dieMadelung-Konstanten widergespiegelt; diese sind charakteristisch für die jeweilige Struktur.

• Kristallbildung als Feststoff
• Salze dissoziieren in wässriger Lösung in ihre entsprechenden Ionen; Ionenverbindungen lösen sich im Wasser – allerdings in sehr unterschiedlichem Maß. So ist zum Beispiel Natriumchlorid sehr gut in Wasser löslich,Silberchlorid dagegen nahezu unlöslich.
• HoherSchmelz– undSiedepunkt, weil in Kristallen durch die ungerichteten Bindungskräfte ein relativ stabiler Verbund über den gesamten Kristall entsteht.
• Stromleitend in derSchmelze oder inLösung. Den Ladungstransport übernehmen die Ionen. Sie werden an denElektroden entladen, wodurch die Salze zersetzt werden (häufig in ihre Elemente). Daher nennt man Ionenleiter Leiter 2. Ordnung.
• Hart undspröde: Bei dem Versuch, einen Kristall plastisch zu verformen, zerspringt dieser im Normalfall, da im Kristall die gleich geladenen Ionen zueinander geschoben werden und die Bindung dadurch aufgelöst wird.
• Ionenkristalle von Elementen der Hauptgruppen sind oft farblos, da dieValenzelektronen meist stark gebunden sind und nur durchPhotonen höherer Energie als der dessichtbaren Lichtes angeregt werden können.

1. ↑Charles E. Mortimer, Ulrich Müller:Chemie. Das Basiswissen der Chemie. Mit Übungsaufgaben. 6. Auflage. Thieme Georg Verlag, 1996,ISBN 3-13-484306-4. 

Wiktionary: Ionenbindung – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

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• Chemische Bindung