Ionen
Ein Ion ist ein Atom oder eine Atomgruppe mit elektrischer Nettoladung. Die Ladung entsteht, weil Protonen- und Elektronenzahl nicht mehr übereinstimmen. Der Kern bleibt bei gewöhnlicher Ionenbildung in der Regel unverändert.
Ladung aus der Elektronenbilanz
Für ein einatomiges Ion gilt:
Ladung/e = Protonenzahl − Elektronenzahl
Al³⁺ besitzt 13 Protonen und 10 Elektronen. O²⁻ besitzt 8 Protonen und 10 Elektronen. Beide sind 10-Elektronen-Spezies, ihre Kernladungen unterscheiden sich jedoch.
Elektronenkonfigurationen von Ionen
Hauptgruppenionen entstehen oft durch Entfernen oder Hinzufügen von Elektronen in der äußersten besetzten Schale. Na: [Ne]3s¹ wird zu Na⁺: [Ne]. Cl: [Ne]3s²3p⁵ wird zu Cl⁻: [Ar].
Bei Übergangsmetallionen ist mehr Vorsicht nötig. Obwohl 4s in neutralen Atomen vor 3d besetzt wird, werden 4s-Elektronen normalerweise zuerst entfernt, sobald die d-Unterschale besetzt ist. Fe wird meist als [Ar]3d⁶4s² geschrieben; Fe²⁺ ist [Ar]3d⁶.
Mehratomige Ionen behalten kovalente Bindungen im Inneren
NH₄⁺, SO₄²⁻ und NO₃⁻ sind geladene Gruppen und keine isolierten geladenen Atome. Ihre Atome bleiben kovalent miteinander verbunden, während die Gruppe als Ganzes eine Nettoladung trägt.
Lewis-Strukturen und Resonanz helfen, diese Ladung darzustellen. Eine Formalladung, die in einer Lewis-Form an einem Atom eingezeichnet ist, darf nicht automatisch als lokalisierte gemessene Ladung interpretiert werden.
Ionen in Feststoffen, Schmelzen und Lösungen
In einem Ionenkristall besetzen Ionen ein ausgedehntes Gitter. Sie können sich nicht frei bewegen, daher leitet der Feststoff meist schlecht. In der Schmelze oder Lösung können bewegliche Ionen Ladung transportieren.
In Wasser sind Ionen solvatisiert: Polare Wassermoleküle richten sich um sie aus. Hydratation verändert die effektiven Wechselwirkungen und ist ein wesentlicher Teil der Lösungsenergetik.
Werkzeug zur Elektronenzahl
Ladung mit Vorzeichen eingeben: +2 für ein 2+-Kation, −1 für ein 1−-Anion.
Ionenbildung ist eine Energiebilanz
Das Entfernen eines Elektrons aus einem neutralen Atom benötigt Ionisierungsenergie. Das Hinzufügen eines Elektrons ist mit der Energieänderung der Elektronenaffinität verbunden. Isoliertes Na wird nicht spontan zu Na⁺, nur weil Na⁺ eine Edelgaskonfiguration besitzt: Zum Entfernen des Elektrons muss Energie zugeführt werden.
Bei der NaCl-Bildung wird dieser Aufwand durch andere günstige Beiträge kompensiert, vor allem durch die Anziehung im Ionengitter. In Lösung kann Hydratation stark stabilisieren. Stabile Ionen ergeben sich aus der gesamten Energiebilanz der chemischen Umgebung.
Isoelektronische Ionen trennen Elektronenzahl und Kernladung
O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺ und Al³⁺ enthalten jeweils 10 Elektronen. Ihre Größen sind dennoch verschieden, weil ihre Kerne 8, 9, 10, 11, 12 beziehungsweise 13 Protonen enthalten.
O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺ im Radius.
Innerhalb einer isoelektronischen Reihe ziehen mehr Protonen dieselbe Elektronenpopulation stärker nach innen.
Ladungsbilanz bestimmt Ionenformeln
Eine makroskopische Ionenverbindung ist elektrisch neutral. Das einfachste ganzzahlige Verhältnis von Kationen und Anionen muss positive und negative Gesamtladung aufheben.
| Ionen | Neutrale Formel | Ladungsprüfung |
|---|---|---|
| Na⁺ und Cl⁻ | NaCl | +1 −1 = 0 |
| Mg²⁺ und Cl⁻ | MgCl₂ | +2 + 2(−1) = 0 |
| Al³⁺ und O²⁻ | Al₂O₃ | 2(+3) + 3(−2) = 0 |
| Ca²⁺ und PO₄³⁻ | Ca₃(PO₄)₂ | 3(+2) + 2(−3) = 0 |
Indizes beschreiben das Verhältnis der Ionen in der Formeleinheit; sie sind nicht selbst die Ladungen.
Variable Ladung bei Übergangsmetallen
Übergangsmetalle bilden häufig mehrere stabile Ionen, weil ns- und (n−1)d-Zustände energetisch nahe liegen. Eisen bildet häufig Fe²⁺ und Fe³⁺; Kupfer Cu⁺ und Cu²⁺.
Deshalb geben Namen wie Eisen(II)-chlorid und Eisen(III)-chlorid die Oxidationsstufe an. Die römische Zahl bezieht sich bei diesen Ionenverbindungen auf die Kationenladung, nicht auf die Zahl der Atome in der Formel.
Ionisation, Dissoziation und Lösung sind verschiedene Prozesse
Wenn NaCl sich löst, trennen sich bereits vorhandene Na⁺- und Cl⁻-Ionen aus dem Kristall und werden hydratisiert; dies ist Dissoziation. Wenn HCl sich in Wasser löst, erzeugt Protonenübertragung H₃O⁺ und Cl⁻; dies wird häufig als Ionisation bezeichnet, weil neutrale HCl-Moleküle im Lösungsmittel Ionen bilden.
Diese Begriffe sollten nicht zu „die Verbindung wird zu Ionen“ zusammengezogen werden. Der mikroskopische Ausgangspunkt ist verschieden: Ein Ionengitter enthält bereits Ionen, während ein Molekülstoff durch chemische Reaktion mit dem Lösungsmittel Ionen bilden kann.
Hydrathüllen und Ionenbeweglichkeit
Wassermoleküle richten ihre Sauerstoffseite zu Kationen und ihre Wasserstoffseiten zu Anionen aus. Die erste Hydrathülle ist strukturiert statt zufällig; stark geladene kleine Ionen können Wasser besonders fest binden.
Die hydratisierte Größe kann Erwartungen aus dem nackten Ionenradius umkehren. Li⁺ ist als nacktes Ion sehr klein, hydratisiert aber stark; sein effektives hydrodynamisches Verhalten in Wasser unterscheidet sich daher von einem bloßen Vergleich der Kristallradien.
Die elektrische Leitfähigkeit einer Lösung hängt sowohl von der Zahl der Ladungsträger als auch davon ab, wie schnell sich jedes hydratisierte Ion durch das Lösungsmittel bewegt.
Häufige Ionen und chemische Namen
| Ion | Name | Hinweis |
|---|---|---|
| NH₄⁺ | Ammonium | häufiges mehratomiges Kation |
| OH⁻ | Hydroxid | Basenchemie |
| NO₃⁻ | Nitrat | resonanzdelokalisiertes Anion |
| SO₄²⁻ | Sulfat | 2−-Oxoanion |
| CO₃²⁻ | Carbonat | zentral in Säure-Base-Gleichgewichten |
| PO₄³⁻ | Phosphat | 3−-Oxoanion |
Klammern in Formeln gruppieren ein mehratomiges Ion, wenn mehr als eines benötigt wird: Ca(NO₃)₂ enthält zwei Nitrationen pro Ca²⁺.
Ionenpaarbildung: In konzentrierten Lösungen können entgegengesetzt geladene Ionen zeitweise assoziiert bleiben. Leitfähigkeit und thermodynamisches Verhalten können daher vom Idealbild vollständig unabhängiger hydratisierter Ionen abweichen.
Ladungsdichte ist wichtig: Ein kleines 2+-Ion wie Mg²⁺ polarisiert benachbartes Lösungsmittel oder Anionen viel stärker als ein großes 1+-Ion. Die Ionenladung allein reicht nicht aus, um die Wechselwirkungsstärke vorherzusagen.
Aufgaben
Calciumion
Wie viele Elektronen besitzt Ca²⁺ (Z=20)?
Lösung
18 Elektronen.
Größe im Vergleich zum Atom
Was ist größer, Na oder Na⁺?
Lösung
Na. Bei der Bildung von Na⁺ wird das 3s-Elektron und damit die gesamte n=3-Valenzschale entfernt.
Eisen
Gib ausgehend von [Ar]3d⁶4s² die Konfiguration von Fe³⁺ an.
Lösung
Entferne zwei 4s-Elektronen und danach ein 3d-Elektron: [Ar]3d⁵.