Bildung des Ionengitters: Unterschied zwischen den Versionen
(→Elementarzelle) |
|||
| (13 dazwischenliegende Versionen von 2 Benutzern werden nicht angezeigt) | |||
| Zeile 1: | Zeile 1: | ||
| − | Wenn sich Ionen verbinden,entsteht ein Ionengitter, da sich die gleichgeladenen Ionen abstossen und die gegengleichgeladenen Ionen anziehen. Somit ist die Bildung des Ionengitters eigentlich eine Optimierung, denn die gleichgeladenen Ionen versuchen möglichst weit voneinander entfernt zu sein, während die gegengleichgeladenen Ionen die Nähe suchen. Somit entsteht diese unwahrscheinliche Anordnung eines Gitters. | + | Wenn sich Ionen verbinden,entsteht ein Ionengitter, da sich die gleichgeladenen Ionen abstossen und die gegengleichgeladenen Ionen anziehen. Somit ist die Bildung des Ionengitters eigentlich eine Optimierung, denn die gleichgeladenen Ionen versuchen möglichst weit voneinander entfernt zu sein, während die gegengleichgeladenen Ionen die Nähe suchen. Somit entsteht diese - sehr unwahrscheinliche - Anordnung eines Gitters. |
| − | Je stärker die Kräfte zwischen den | + | Je stärker die Kräfte zwischen den Ionen sind, umso grösser ist die '''[[Bildung des Ionengitters#Die Gitterenergie|Gitterenergie]]'''. Je nach Atomradienverhältnis der Ionen und ihrer stöchiometrischen Zusammensetzung, bilden sich unterschiedliche '''[[Bildung des Ionengitters#Ionengittertypen|Gittertypen]]'''. Deren '''[[Bildung des Ionengitters#Koordinationszahl|Koordinationszahl]]''' gibt die Anzahl Gegenionen an, die um ein Ion gruppiert sind. |
| Zeile 16: | Zeile 16: | ||
2. die Nichtmetalle entziehen den Metallen die Elektronen | 2. die Nichtmetalle entziehen den Metallen die Elektronen | ||
| − | 3. | + | 3. Coulomb’sche Kräfte werden frei, wobei positive und negative Ladungen entstehen |
4. das Ionengitter nimmt seine Form an | 4. das Ionengitter nimmt seine Form an | ||
| Zeile 27: | Zeile 27: | ||
Die Gitterenergie ist die Energie, die bei der Bildung des Ionengitters freigesetzt wird, bzw. die Energie, die man aufwenden muss, um das Gitter zu spalten. | Die Gitterenergie ist die Energie, die bei der Bildung des Ionengitters freigesetzt wird, bzw. die Energie, die man aufwenden muss, um das Gitter zu spalten. | ||
| − | Nach dem | + | Nach dem coulomb’schen Gesetz ist die Anziehungskraft zwischen zwei elektrischen Ladungen von der Grösse der Ladungen und vom Abstand zwischen den Ladungen abhängig. Die Gitterenergie nimmt zu, je grösser die Anziehungskräfte im Gitter sind |
Umso grösser der Unterschied der Ionenradien ist, desto mehr nimmt die Gitterenergie ab. | Umso grösser der Unterschied der Ionenradien ist, desto mehr nimmt die Gitterenergie ab. | ||
| Zeile 43: | Zeile 43: | ||
=== Koordinationszahl === | === Koordinationszahl === | ||
| − | Die Koordinationszahl beschreibt die Anzahl Gegenionen eines | + | [[image:ionenradien.PNG|thumb|right|Ionenradien]] |
| + | Die Koordinationszahl beschreibt die Anzahl Gegenionen eines Ions in der Gitterstruktur. Durch Bestimmen der Koordinationszahl kann also die Form des Gitters herausgefunden werden. | ||
Ist der Unterschied der Radien zwischen Anion und Kationen sehr gross, so ist die Koordinationszahl kleiner. | Ist der Unterschied der Radien zwischen Anion und Kationen sehr gross, so ist die Koordinationszahl kleiner. | ||
| + | Hingegen wenn der Unterschied sehr klein ist, also ähnliche grosse Radien der Ionen, ist auch die Koordinationszahl grösser. Das Ganze ist darauf zurückzuführen, dass bei etwa gleichgrossen Ionen, auf ein Ion mehr Gegenionen fallen können, da es einfach mehr Platz hat. | ||
| − | + | Das Verhältnis der Radien ist also entscheidend: | |
| − | = | + | x = R<sub>Kation</sub> / R<sub>Anion</sub> |
| − | |||
| − | + | x = 0.41 bis 0.73 → KZ = 6 | |
| + | x = 0.73 bis 1.00 → KZ = 8 | ||
| − | + | === Elementarzelle === | |
| + | |||
| + | Die Elementarzelle ist die kleinste Einheit im Ionengitter. Sie enthält sämtliche Information zu Struktur des Ionengitter. Ist also die Elementarzelle bekannt, so kennt man gleichzeitig den Aufbau des gesamten Ionengitters, also wie die Ionen innerhalb des Gitters angeordnet sind. | ||
| + | Die zwei bekanntesten Ionengittertypen sind das '''[[Bildung des Ionengitters#NaCl-Gittertyp|NaCl-Gitter]]''' und das '''[[Bildung des Ionengitters#CsCl-Gittertyp|CsCl-Gitter]]'''. | ||
| − | [[image:Kubisch- | + | === NaCl-Gittertyp === |
| − | + | [[image:Kubisch-flaechenzentriert.png|thumb|right|Kubisch-flächenzentriertes Ionengitter]] | |
| − | + | Bei einer Koordinationszahl von 6 entsteht der Typ des Natriumchlorid. | |
| + | Jedem Ion stehen also 6 Gegenionen gegenüber (KZ=6) und der Radienunterschied zwischen Anionen und Kationen ist gross. | ||
| + | Diesen Typ der Ionengitterstruktur nennt man auch kubisch-flächenzentriert, da die Ionen und Gegenionen jeweils auf der gleichen Ebene liegen. | ||
| + | === CsCl-Gittertyp === | ||
| + | [[image:Kubisch-innenzentriert.png|thumb|right|Kubisch-innenzentriertes Ionengitter]] | ||
| + | Bei einer Koordinationszahl von 8 entsteht der Typ des Caesiumchloridgitters. | ||
| + | Die Radien der Ionen sind also ähnlich gross und auf jedes Ionen fallen 8 Gegenionen (KZ=8) | ||
| − | + | Dieser Typ nennt man auch kubisch-innenzentriert, da das Gegenion im innern, also im Raum, der anderen Ionen liegt. | |
| − | |||
== Energetische Betrachtung == | == Energetische Betrachtung == | ||
| + | Bei der Bildung eines Ionengitters müssen mehrere Schritte betrachtet werden. | ||
| − | + | Beispiel '''[[Bildung des Ionengitters#NaCl-Gittertyp|NaCl]]''' | |
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| − | |||
| + | - Zuerst muss das Natrium verdampft werden. Dieser Vorgang ist endotherm. | ||
| + | - Dann folgt die Ionisierung der Na-Atome, es werden also Elektronen weggenommen. Dieser Schritt ist wieder endotherm. | ||
| + | - Die Cl-Atome nehmen dann Elektronen auf, was diesmal leicht exotherm ist. | ||
| + | - Schlussendlich wird das Gitter gebildet. Diese Gitterbildung ist sehr stark exotherm. | ||
| + | Die Bildung der Gitterstruktur macht also die Salzbildung erst exotherm. | ||
== Quellen == | == Quellen == | ||
* Chemieunterlagen | * Chemieunterlagen | ||
| + | * Powerpoint-Präsentation Ionenbindungen von R. Deuber | ||
== Weblinks == | == Weblinks == | ||
Aktuelle Version vom 18. Mai 2020, 15:35 Uhr
Wenn sich Ionen verbinden,entsteht ein Ionengitter, da sich die gleichgeladenen Ionen abstossen und die gegengleichgeladenen Ionen anziehen. Somit ist die Bildung des Ionengitters eigentlich eine Optimierung, denn die gleichgeladenen Ionen versuchen möglichst weit voneinander entfernt zu sein, während die gegengleichgeladenen Ionen die Nähe suchen. Somit entsteht diese - sehr unwahrscheinliche - Anordnung eines Gitters.
Je stärker die Kräfte zwischen den Ionen sind, umso grösser ist die Gitterenergie. Je nach Atomradienverhältnis der Ionen und ihrer stöchiometrischen Zusammensetzung, bilden sich unterschiedliche Gittertypen. Deren Koordinationszahl gibt die Anzahl Gegenionen an, die um ein Ion gruppiert sind.
Inhaltsverzeichnis
Bildung des Ionengitters
![Bildung eines Ionengitters[1]](/chemiewiki/index.php?title=Datei:Bildung_eines_Ionengitters.jpg)
1. Metalle und Nichtmetalle (rot & blau) treffen aufeinander
2. die Nichtmetalle entziehen den Metallen die Elektronen
3. Coulomb’sche Kräfte werden frei, wobei positive und negative Ladungen entstehen
4. das Ionengitter nimmt seine Form an
Zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen im Gitter bestehen elektrostatische Anziehungskräfte – so genannte coulomb’sche Kräfte. Diese Anziehungskräfte wirken nach allen Seiten gleichmässig. Daraus ergibt sich eine typische räumliche Anordnung der entgegengesetzt geladenen Ionen im Kristallgitter.
Die Gitterenergie
Die Gitterenergie ist die Energie, die bei der Bildung des Ionengitters freigesetzt wird, bzw. die Energie, die man aufwenden muss, um das Gitter zu spalten. Nach dem coulomb’schen Gesetz ist die Anziehungskraft zwischen zwei elektrischen Ladungen von der Grösse der Ladungen und vom Abstand zwischen den Ladungen abhängig. Die Gitterenergie nimmt zu, je grösser die Anziehungskräfte im Gitter sind Umso grösser der Unterschied der Ionenradien ist, desto mehr nimmt die Gitterenergie ab.
Ionengittertypen
Es gibt verschiedene Typen von Ionengitter. Welcher Gittertyp entsteht ist von folgenden Faktoren abhängig:
a) stöchiometrische Zusammensetzung
b) Radienverhältnis der beteiligten Ionen
Koordinationszahl
Die Koordinationszahl beschreibt die Anzahl Gegenionen eines Ions in der Gitterstruktur. Durch Bestimmen der Koordinationszahl kann also die Form des Gitters herausgefunden werden.
Ist der Unterschied der Radien zwischen Anion und Kationen sehr gross, so ist die Koordinationszahl kleiner. Hingegen wenn der Unterschied sehr klein ist, also ähnliche grosse Radien der Ionen, ist auch die Koordinationszahl grösser. Das Ganze ist darauf zurückzuführen, dass bei etwa gleichgrossen Ionen, auf ein Ion mehr Gegenionen fallen können, da es einfach mehr Platz hat.
Das Verhältnis der Radien ist also entscheidend:
x = RKation / RAnion
x = 0.41 bis 0.73 → KZ = 6
x = 0.73 bis 1.00 → KZ = 8
Elementarzelle
Die Elementarzelle ist die kleinste Einheit im Ionengitter. Sie enthält sämtliche Information zu Struktur des Ionengitter. Ist also die Elementarzelle bekannt, so kennt man gleichzeitig den Aufbau des gesamten Ionengitters, also wie die Ionen innerhalb des Gitters angeordnet sind.
Die zwei bekanntesten Ionengittertypen sind das NaCl-Gitter und das CsCl-Gitter.
NaCl-Gittertyp
Bei einer Koordinationszahl von 6 entsteht der Typ des Natriumchlorid.
Jedem Ion stehen also 6 Gegenionen gegenüber (KZ=6) und der Radienunterschied zwischen Anionen und Kationen ist gross.
Diesen Typ der Ionengitterstruktur nennt man auch kubisch-flächenzentriert, da die Ionen und Gegenionen jeweils auf der gleichen Ebene liegen.
CsCl-Gittertyp
Bei einer Koordinationszahl von 8 entsteht der Typ des Caesiumchloridgitters.
Die Radien der Ionen sind also ähnlich gross und auf jedes Ionen fallen 8 Gegenionen (KZ=8)
Dieser Typ nennt man auch kubisch-innenzentriert, da das Gegenion im innern, also im Raum, der anderen Ionen liegt.
Energetische Betrachtung
Bei der Bildung eines Ionengitters müssen mehrere Schritte betrachtet werden.
Beispiel NaCl
- Zuerst muss das Natrium verdampft werden. Dieser Vorgang ist endotherm.
- Dann folgt die Ionisierung der Na-Atome, es werden also Elektronen weggenommen. Dieser Schritt ist wieder endotherm.
- Die Cl-Atome nehmen dann Elektronen auf, was diesmal leicht exotherm ist.
- Schlussendlich wird das Gitter gebildet. Diese Gitterbildung ist sehr stark exotherm.
Die Bildung der Gitterstruktur macht also die Salzbildung erst exotherm.
Quellen
- Chemieunterlagen
- Powerpoint-Präsentation Ionenbindungen von R. Deuber
Weblinks
- Uniterra - Seite zur Ionenbindung
- Uni Erlangen- Chemie Seite einer Uni
- Wikipedia - Wikipedia Seite zu kubisch-raumzentriert
