Chemie: Ionenbindungen

Bindungstypen, Bildung von Salzen, Verhältnisformeln, Namen der Ionen

Metallbindungen

* zwischen Metallen
* Metall, Legierung
* Beispiel: Na, Fe, NaHg

Elektronenpaarbindungen

* zwischen Nichtmetallen
* Überlappung der Elektronenwolken → bindende Elektronenpaare
* in Molekülen
* Beispiele: H2, H2O, CO2

Ionenpaarbindungen

* zwischen Metall und nicht Nichtmetall
* Elektronen vollständig von Metall auf Nichtmetall → geladene Ionen
* in salzartigen Stoffen
* in Salzen
* Beispiele: NaCl, Kl, CaCO3

Anion

* negativ geladenes Ion

Kation

* positiv geladenes Ion
* Bei Metallen werden alle Valenzelektronen abgegeben um in einen beständigen Zustand zu kommen → positiv geladene Atomrümpfe

Anion

* negativ geladenes Ion
* Nichtmetall nehmen so viele Elektronen auf, bis sie die Oktettregel erfüllen

Atomradius und Ionenradius

* Atomradien sind anders als Ionenradien, da entweder Elektronen aufgenommen oder abgegeben werden
* Anion: grösser als das Atom, da sich die Hülle durch die gegenseitige Abstossung der Elektronen aufbläht.
* Kation: kleiner als das Atom, weil eine Schale weniger

Ionenladung herausfinden

* Metall: Ladung entspricht immer der Hauptgruppennummer, da sie alle Valenzelektronen abgeben, (Magnesium hat 2 VE und gibt diese ab, also gibt es 2 Protonen mehr als Elektronen → Mg2+)
* Nichtmetall: Hauptgruppe - 8, immer soviele, wie aufgenommen werden, (Fluor hat 7 VE und nimmt eins auf, es gibt also ein Elektron mehr als Proton → F-)

Bildung von Salzen

* Dabei werden Elektronen vom Metall auf das Nichtmetall übertragen, dass beide Stoffe die Edelgaskonfiguration erreichen.
* Die positiv geladenen und die negativ geladenen Ionen ziehen sich nun an → Ionengitter

Bildung von Salzen (Schalenmodell)

Bildung von Salzen (Lewis-Formel)

Verhältnisformel

* Die entstandenen Salze sind elektrisch neutral (Ladesumme = 0)
* das kleinste ganzzahlige Verhältnis
* Beispiel: Na+ und Cl- → ==+1==+^^-1^^= 0 → NaCl
* Beispiel: Mg2+ und %%2%% Cl- → ==+2== + %%2%%(^^-1^^) = 0 → MgCl2

Aufbau der Salze

* Je nach Grösse oder Anzahl der Ionen Form des Ionengitters
* Je nach Verhältnis der Ionenradien von Anion und Kation

Eigenschaften von Salzen (Sprödigkeit)

* Zwischen den verbundenen Kationen und Anionen befinden sich Luft in den Gitterzwischenräumen. Wenn man also bei Salzstruktur daraufschlägt, bricht das Gitter ein durch die Freiräume. Die Gitterstruktur wird zertsört und das Gebilde bricht ein.

Eigenschaften von Salzen (elektrische Leitfähigkeit)

* Sind die Salze in Kristallform vorliegt, sind die Ionen in einem festen Gitter und nicht leitfähig und elektrisch neutral


* Sind sie im Wasser gelöst, gibt es freie geladene Teile → bewegliche Ladungsträger → Stromfluss möglich

Eigenschaften von Salzen (hohe Schmelzpunkte)

* wegen der starken Anziehungskräfte der Ionen untereinander
* Je höher die Gesamtladung (Q1\*Q2) desto höher die Anziehung
* Je weniger Schalen, desto kleiner der Abstand → höhere Anziehung
* Je höher die Anziehung, desto höher der Schmelzpunkt

Nomenklatur (Hauptgruppenelemente)(einatomig)

Name Metall + Name Nichtmetall + id

O@@2-@@

Oxid

S@@2-@@

Sulfid

N@@3-@@

Nitrid

P@@3-@@

Phosphid

H@@-@@

Hydrid

C@@4-@@

Carbid

Nomenklatur (Nebengruppenmetalle)(einatomig)

Name Metall (inkl. Oxidationsstufe) + Name Nichtmetall + id

Ammonium-Ion

NH4@@+@@

Hydroxid-Ion

OH@@-@@

Phosphat-Ion

PO4@@3-@@

Hydrogenphosphat-Ion

HPO4@@2-@@

Dihydrogenphophat-Ion

H2PO4@@-@@

Sulfat-Ion

SO4@@2-@@

Hydrogensulfat-Ion

HSO4@@-@@

Carbonat-Ion

CO3@@2-@@

Hydrogencarbonat-Ion

HCO3@@-@@

Nitrat-Ion

NO3@@-@@

Nomenklatur (mehratomige Ionen)

Name Kation + Name Anion