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Ionenbindung: Einführung

Übergänge zwischen ionischer und kovalenter Bindung

Die Extremfälle von weitgehend ionischer und rein kovalenter Bindung sind eigentlich nur in relativ wenigen Beispielen realisiert. So kann man bei den homonuklearen zweiatomigen Molekülen, wie H2, N2, O2 und Cl2, von rein kovalenter Bindung sprechen. Die Elektronenverteilung zwischen den Atomen ist völlig symmetrisch. Die ausgeprägtesten Beispiele für ionische Bindung liefern die Verbindungen aus Metallen mit niedriger Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher Elektronenaffinität; das sind die Alkali- und Erdalkalihalogenide und -oxide. Die meisten Verbindungen lassen sich irgendwo zwischen den Extremen einordnen. Ein deutlicher Hinweis hierauf ist die Polarität von Atombindungen.

Stellt man sich die Annäherung zweier kugelförmiger Ionen mit entgegengesetzter Ladung vor, so zieht das Kation die Elektronenhülle des Anions an und deformiert (polarisiert) sie mehr oder weniger stark. Nimmt die Polarisierung des Anions stärkere Ausmaße an, so wird die Bindung zunehmend kovalenter. Die Elektronendichte zwischen den Bindungspartnern wächst und der ionische Bindungscharakter nimmt ab.

Abb.1
Ionenbindung
Abb.2
polarisiertes Anion
Abb.3
polare Atombindung
Abb.4
reine Atombindung

Die Fähigkeit eines Kations, die Elektronenhülle eines benachbarten Anions zu polarisieren, hängt von der Ladungskonzentration am Kation ab. Kleine und hochgeladene Kationen polarisieren am stärksten. Andererseits lassen sich große mehrfach geladene Anionen am leichtesten polarisieren, da hier die äußersten Elektronen weit vom Kern entfernt sind. Demzufolge sind kleine und hochgeladene Kationen in Verbindungen als solche gar nicht existenzfähig, denn die Polarisierung des Anions führt zu einer Elektronendichte zwischen den Bindungspartnern und damit zu mindestens teilweise kovalenter Bindung.

So sind die Metall-Nichtmetall-Verbindungen SnCl4 und PbCl4 keine salzartigen Substanzen, sondern Flüssigkeiten. Vierfach geladene Kationen sind nicht existent, denn ihre stark polarisierende Wirkung führt zu polarisierten kovalenten Bindungen, das heißt die genannten Verbindungen liegen molekular vor. Ähnliches gilt für die festen, aber leicht sublimierbaren Verbindungen Mo2Cl10, WCl6 und OsO4. Metall-Nichtmetall-Verbindungen besitzen also keineswegs immer ionischen Charakter!

Das Problem der Bindungen mit gemischtem Charakter lässt sich auch vom Standpunkt der kovalenten Bindung her betrachten, nämlich als Polarisierung der Bindungselektronen zum elektronegativeren Partner hin.

Abb.5
LiF
Abb.6
HF
Abb.7
HCl
Abb.8
HBr
Abb.9
HI
Abb.10

Das Ausmaß der Polarisierung der Bindungselektronen wird von der Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner bestimmt. Im Fall des Lithiumfluorids existiert kein Bindungselektronenpaar mehr; es ist sozusagen auf das elektronegativere Fluor übergegangen.

Den starken Wechselwirkungen in ionischen Substanzen (elektrostatische Anziehung der Ionen) steht eine relativ schwache zwischenmolekulare Wechselwirkung in Stoffen gegenüber, die aus Molekülen aufgebaut sind. Die unterschiedliche Stärke der Wechselwirkungen findet ihren Ausdruck in sehr unterschiedlichen makroskopischen Eigenschaften der Substanzen wie Härte oder Flüchtigkeit. Allerdings treten Stoffe mit kovalenter Bindung nicht nur als Moleküle, sondern auch als kovalente Feststoffe mit hohen Schmelzpunkten auf (zum Beispiel Diamant oder Quarz).

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