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Die Ionenbindung ist eine chemische Bindungsart, die auf der elektrostatischen Anziehung zwischen Kationen und Anionen basiert und zur Bildung von Ionengittern mit charakteristischen Eigenschaften führt. Ihre Benennung folgt systematischen Nomenklaturregeln.
Eine Ionenbindung entsteht typischerweise zwischen Elementen mit einer großen Differenz in ihrer Elektronegativität (ΔEN meist > 1,7), klassischerweise zwischen einem Metall und einem Nichtmetall. Das Metallatom gibt Elektronen ab und wird zum positiv geladenen Kation, das Nichtmetall nimmt sie auf und wird zum Anion. Ionen können einwertig (z.B. Na⁺, Cl⁻) oder mehrwertig (z.B. Mg²⁺, O²⁻) sein. Neben einatomigen Ionen existieren auch mehratomige Molekülionen wie Ammonium (NH₄⁺), Hydroxid (OH⁻) oder Sulfat (SO₄²⁻). Der Elektronenübergang wird durch das Bestreben getrieben, die Oktettregel zu erfüllen und einen energetisch günstigeren Zustand niedrigster Energie zu erreichen. Ein Ion unterscheidet sich vom entsprechenden Atom durch seine Elektronenzahl, was auch die Ladung und den Ionenradius verändert – Kationen sind kleiner, Anionen größer als das neutrale Atom.
Im Gegensatz zur Atombindung werden hier keine Elektronen geteilt, sondern es kommt zur vollständigen Ladungstrennung. Die Bindung resultiert aus der ungerichteten elektrostatischen Coulomb-Kraft, die in alle Raumrichtungen wirkt. Man kann sich das wie winzige Magnete vorstellen, deren Anziehung mit zunehmender Ladung und abnehmendem Abstand stärker wird – ganz nach dem Coulomb-Gesetz.
Die Grenze zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung ist fließend und wird durch die Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) bestimmt. Bei ΔEN < 1,7 liegen polare Atombindungen vor, bei denen die Bindungselektronen ungleich verteilt sind und partielle Ladungen erzeugen. Die vektorielle Summe aller Bindungsdipole ergibt das Gesamtdipolmoment eines Moleküls. Symmetrische Moleküle wie Kohlendioxid (CO₂) oder Tetrachlorkohlenstoff (CCl₄) haben trotz polarer Bindungen kein Gesamtdipolmoment und sind unpolar. Asymmetrische Moleküle wie Wasser (H₂O) besitzen ein permanentes Dipolmoment und sind stark polar.
Ionen bilden keine isolierten Moleküle, sondern ordnen sich in einem hochregelmäßigen, dreidimensionalen Ionengitter an. In diesem Kristallgitter ist jedes Kation von einer bestimmten Anzahl an Anionen umgeben (und umgekehrt), was man als Koordinationszahl bezeichnet. Im Kochsalz (NaCl) beträgt die Koordinationszahl 6: Jedes Na⁺-Ion wird oktaedrisch von sechs Cl⁻-Ionen umgeben und umgekehrt. Diese Anordnung minimiert die Abstoßung zwischen gleichnamigen Ladungen und maximiert die Anziehung zwischen ungleichnamigen Ladungen.
Die Stabilität dieses Gitters wird durch die Gitterenergie beschrieben. Sie ist definiert als die Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Ionengitter vollständig in seine gasförmigen Ionen zu zerlegen; der gleiche Betrag wird bei der Bildung des Kristalls frei. Je höher die Ionenladungen und je kleiner die Ionenradien sind, desto größer ist die Gitterenergie und desto stabiler, härter und höher schmelzend ist das Salz. Beispielsweise hat Magnesiumoxid (MgO) mit 3890 kJ/mol eine deutlich höhere Gitterenergie als Natriumchlorid (NaCl) mit 788 kJ/mol, weil Mg²⁺ und O²⁻ doppelt geladen und zudem kleiner sind.
Salze besitzen charakteristische physikalische Eigenschaften: Sie sind bei Raumtemperatur Feststoffe, nach außen elektrisch neutral und haben meist hohe Schmelz- und Siedepunkte, da die starken elektrostatischen Kräfte im Gitter überwunden werden müssen. Im festen Zustand sind sie Isolatoren, weil die Ionen fest an ihren Plätzen fixiert sind. Erst in der Schmelze oder in Lösung werden sie zu Elektrolyten, also elektrischen Leitern, da die Ionen dann frei beweglich sind. Zudem sind sie in polaren Lösungsmitteln wie Wasser oder Ethanol löslich.
Ein weiteres Merkmal ist die Sprödigkeit. Übt man mechanischen Druck auf einen Salzkristall aus, verschieben sich die Ionenschichten gegeneinander. Dadurch geraten gleichnamig geladene Ionen direkt nebeneinander, stoßen sich schlagartig ab und der Kristall zerbricht glatt entlang dieser Ebene.
Beim Lösen in Wasser muss die Gitterenergie überwunden werden. Dies geschieht durch Hydratation – die Wassermoleküle lagern sich mit ihrem Dipol um die Ionen und bilden eine Hydrathülle. Die Triebkraft des Lösungsvorgangs wird durch die Lösungsenthalpie beschrieben: ΔHL = ΔHh − ΔEg (Hydratationsenthalpie minus Gitterenergie). Ist der freiwerdende Hydratationsbetrag größer als die aufzuwendende Gitterenergie, wird ΔHL negativ und das Salz löst sich leicht; häufig ist der Vorgang jedoch leicht endotherm.
Die Benennung ionischer Verbindungen folgt festen Nomenklaturregeln. Bei Metallen, die mehrere Ladungsstufen bilden können, wird die Oxidationszahl als römische Ziffer in Klammern angegeben (z.B. Eisen(III)-Ion, Fe³⁺). Mehratomige Kationen mit Wasserstoff erhalten die Endung -onium (z.B. Ammonium-Ion, NH₄⁺). Einatomige Anionen bilden ihren Namen aus dem lateinischen Elementnamen mit der Endung -id: Chlorid (Cl⁻), Oxid (O²⁻), Sulfid (S²⁻), Nitrid (N³⁻), Fluorid (F⁻), Bromid (Br⁻), Iodid (I⁻). Wichtige mehratomige Anionen sind Hydroxid (OH⁻), Cyanid (CN⁻), Carbonat (CO₃²⁻), Nitrat (NO₃⁻), Phosphat (PO₄³⁻), Sulfat (SO₄²⁻), Sulfit (SO₃²⁻) und Peroxid (O₂²⁻).
