Ion

Lithium-Ion Li⁺: Den drei rot gefärbten Protonen im übergroß dargestellten Atomkern stehen zwei blau dargestellte Elektronen gegenüber. ⓘ

Ein Ion [i̯oːn] ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Ionen bilden als chemische Verbindungen oft Salze. Sie existieren auch in Lösung oder in einem Plasma. ⓘ

Atome und Moleküle haben im gewöhnlichen, neutralen Zustand genauso viele Elektronen wie Protonen. Besitzt ein Atom oder Molekül jedoch ein oder mehrere Elektronen weniger oder mehr als im Neutralzustand, hat es dadurch eine elektrische Ladung und wird als Ion bezeichnet. Ionen mit Elektronenmangel sind positiv geladen, solche mit Elektronenüberschuss negativ (siehe auch Ladungszahl). ⓘ

Schnelle Ionen, die sich in eine Richtung bewegen, werden in der Atomphysik, Kernphysik und Teilchenphysik untersucht oder verwendet, siehe Ionenstrahlung, Ionenquelle oder Teilchenbeschleuniger. Ein Plasma (z. B. im Inneren der Sterne) ist ein ungeordnetes Ensemble aus Ionen (zumeist völlig ionisierte, d. h. elektronenlose Atomkerne) und den abgespaltenen Elektronen, die sich beide wie die Moleküle eines Gases ungeordnet in alle Richtungen bewegen, entsprechend der hohen Temperatur jedoch sehr viel schneller. ⓘ

Die folgenden Ausführungen beziehen sich im Wesentlichen auf langsame oder stationäre Ionen. ⓘ

In der Chemie werden positiv geladene Ionen Kationen, negativ geladene Anionen genannt, denn sie wandern in einem elektrischen Feld als Ionenstrom zur Kathode („Minuspol“ des Feldes) bzw. zur Anode („Pluspol“ des Feldes). In einem Lösungsmittel bildet sich um das Ion eine Solvathülle aus. Aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen Anionen und Kationen bilden sich in Lösungen Ionenpaare aus. ⓘ

Die Ladung eines Elektrons wird vereinbarungsgemäß als negativ angesehen, und diese Ladung ist gleich und entgegengesetzt zur Ladung eines Protons, die vereinbarungsgemäß als positiv angesehen wird. Die Nettoladung eines Ions ist nicht gleich Null, da die Gesamtzahl der Elektronen ungleich der Gesamtzahl der Protonen ist. ⓘ

Geschichte der Entdeckung

Das Wort Ion wurde aus dem griechischen Neutrum Partizip Präsens von ienai (griechisch: ἰέναι) abgeleitet, was "gehen" bedeutet. Ein Kation ist etwas, das sich nach unten bewegt (griechisch: κάτω, ausgesprochen kato, was "nach unten" bedeutet) und ein Anion ist etwas, das sich nach oben bewegt (griechisch: ano ἄνω, was "nach oben" bedeutet). Sie werden so genannt, weil sich die Ionen in Richtung der Elektrode mit der entgegengesetzten Ladung bewegen. Dieser Begriff wurde (nach einem Vorschlag des englischen Universalgelehrten William Whewell) von dem englischen Physiker und Chemiker Michael Faraday im Jahr 1834 für die damals noch unbekannte Spezies eingeführt, die sich in einem wässrigen Medium von einer Elektrode zur anderen bewegt. Faraday kannte die Natur dieser Spezies nicht, aber er wusste, dass, da sich Metalle an einer Elektrode in eine Lösung auflösten und in diese eintraten und an der anderen Elektrode neues Metall aus einer Lösung hervorging, sich eine Art von Substanz in einem Strom durch die Lösung bewegte. Dadurch wird Materie von einem Ort zum anderen transportiert. In Übereinstimmung mit Faraday prägte Whewell auch die Begriffe Anode und Kathode sowie Anion und Kation als Ionen, die von den jeweiligen Elektroden angezogen werden. ⓘ

Svante Arrhenius lieferte in seiner Dissertation von 1884 die Erklärung für die Tatsache, dass feste kristalline Salze beim Auflösen in paarweise geladene Teilchen dissoziieren, wofür er 1903 den Nobelpreis für Chemie erhielt. Arrhenius' Erklärung war, dass das Salz bei der Bildung einer Lösung in Faradaysche Ionen dissoziiert. Er schlug vor, dass sich Ionen auch ohne elektrischen Strom bilden. ⓘ

Der Begriff Ion ist von altgriechisch ἰόν ión, deutsch ‚das Gehende‘ (Partizip Präsens Aktiv Neutrum zu altgriechisch ἰέναι iénai, deutsch ‚gehen‘) abgeleitet. ⓘ

Bei seinen Untersuchungen zur Elektrizität war Michael Faraday unzufrieden mit den Begriffen, die ihm zur Beschreibung chemischer Zersetzungen unter dem Einfluss elektrischen Stroms zur Verfügung standen. Er wandte sich daher Anfang 1834 unter anderem an William Whewell. Dieser schlug neben weiteren auch die Bezeichnungen Ion, Kation und Anion vor; seitdem wurden sie von Faraday benutzt. Sie verbreiteten sich dann rasch in der wissenschaftlichen Nomenklatur. ⓘ

Eigenschaften

Ionen sind in ihrem gasförmigen Zustand sehr reaktiv und gehen schnell Wechselwirkungen mit Ionen entgegengesetzter Ladung ein, so dass neutrale Moleküle oder ionische Salze entstehen. Ionen entstehen auch in flüssigem oder festem Zustand, wenn Salze mit Lösungsmitteln (z. B. Wasser) in Wechselwirkung treten. Dabei entstehen solvatisierte Ionen, die stabiler sind, was auf eine Kombination aus Energie- und Entropieänderungen zurückzuführen ist, wenn sich die Ionen voneinander entfernen, um mit der Flüssigkeit zu interagieren. Diese stabilisierten Arten sind in der Umwelt bei niedrigen Temperaturen häufiger anzutreffen. Ein gängiges Beispiel sind die im Meerwasser vorhandenen Ionen, die aus gelösten Salzen stammen. ⓘ

Als geladene Objekte werden Ionen von entgegengesetzten elektrischen Ladungen angezogen (positiv zu negativ und umgekehrt) und von gleichartigen Ladungen abgestoßen. Wenn sie sich bewegen, können ihre Bahnen durch ein Magnetfeld abgelenkt werden. ⓘ

Elektronen bestimmen aufgrund ihrer geringeren Masse und damit größeren raumfüllenden Eigenschaften als Materiewellen die Größe von Atomen und Molekülen, die überhaupt Elektronen besitzen. So sind Anionen (negativ geladene Ionen) größer als das Ausgangsmolekül oder -atom, da sich die überschüssigen Elektronen gegenseitig abstoßen und die physikalische Größe des Ions erhöhen, da seine Größe durch seine Elektronenwolke bestimmt wird. Kationen sind aufgrund der geringeren Größe der Elektronenwolke kleiner als das entsprechende Mutteratom oder -molekül. Ein bestimmtes Kation (das des Wasserstoffs) enthält keine Elektronen und besteht daher aus einem einzigen Proton - viel kleiner als das Wasserstoffatom. ⓘ

Der Radius von Ionen unterscheidet sich von dem des entsprechenden Atoms. Der Kationenradius ist kleiner – aufgrund der Nichtbesetzung der äußeren Atomorbitale –, der der Anionen meistens größer, da die äußeren Orbitale mit Elektronen aufgefüllt und/oder weitere Orbitale neu besetzt werden. Abhängig vom Verhältnis von Ladung zu Radius wirken Ionen unterschiedlich polarisierend in chemischen Bindungen. ⓘ

Ionen unterschiedlicher Ladung bilden durch die Ionenbindung Salze. Lösungen, die ionische Substanzen enthalten, leiten elektrischen Strom und heißen daher Elektrolyte. Die Ursache für die Leitung des elektrischen Stromes ist die translatorische Beweglichkeit der Ionen innerhalb der Lösung. Informationen über die translatorische Beweglichkeit von Ionen in der Elektrolytlösung, wie deren Diffusionskoeffizient oder deren Beweglichkeit $\mu$ im elektrischen Feld, kann man über Feldgradienten-NMR-Methoden erhalten. Die Messung von $\mu$ kann aber auch mit der „klassischen Methode“ der „Bewegten Grenzfläche“ (moving boundary) erfolgen. ⓘ

Ein cyclisches Ion ist ein Ion, das in einer Ringstruktur aufgebaut ist (cyclische Verbindungen). ⓘ

Anionen und Kationen

Das Wasserstoffatom (Mitte) enthält ein einzelnes Proton und ein einzelnes Elektron. Entfernt man das Elektron, entsteht ein Kation (links), fügt man ein Elektron hinzu, entsteht ein Anion (rechts). Das Wasserstoffanion mit seiner lockeren Zwei-Elektronen-Wolke hat einen größeren Radius als das neutrale Atom, das wiederum viel größer ist als das bloße Proton des Kations. Wasserstoff ist das einzige Kation mit der Ladung + 1, das keine Elektronen hat, aber selbst Kationen, die (im Gegensatz zu Wasserstoff) ein oder mehrere Elektronen behalten, sind immer noch kleiner als die neutralen Atome oder Moleküle, von denen sie abgeleitet sind. ⓘ

Da die elektrische Ladung eines Protons gleich groß ist wie die eines Elektrons, ist die elektrische Nettoladung eines Ions gleich der Anzahl der Protonen im Ion minus der Anzahl der Elektronen. ⓘ

Ein Anion (-) (/ˈænˌaɪ.ən/ ANN-eye-ən, vom griechischen Wort ἄνω (ánō), was "oben" bedeutet) ist ein Ion mit mehr Elektronen als Protonen, was ihm eine negative Nettoladung verleiht (da Elektronen negativ und Protonen positiv geladen sind). ⓘ

Ein Kation (+) (/ˈkætˌaɪ.ən/ KAT-eye-ən, vom griechischen Wort κάτω (káto), was "unten" bedeutet) ist ein Ion mit weniger Elektronen als Protonen, was ihm eine positive Ladung verleiht. ⓘ

Für Ionen mit mehreren Ladungen gibt es weitere Bezeichnungen. So wird zum Beispiel ein Ion mit einer -2-Ladung als Dianion und ein Ion mit einer +2-Ladung als Dikation bezeichnet. Ein Zwitterion ist ein neutrales Molekül mit positiven und negativen Ladungen an verschiedenen Stellen innerhalb des Moleküls. ⓘ

Kationen und Anionen werden anhand ihres Ionenradius gemessen und unterscheiden sich durch ihre relative Größe: "Kationen sind klein, die meisten von ihnen haben einen Radius von weniger als 10-10 m (10-8 cm). Die meisten Anionen hingegen sind groß, so auch das häufigste Anion der Erde, der Sauerstoff. Daraus ergibt sich, dass der größte Teil des Raums eines Kristalls vom Anion eingenommen wird und dass die Kationen in die Zwischenräume passen." ⓘ

Die Begriffe Anion und Kation (für die Ionen, die bei der Elektrolyse zur Anode bzw. zur Kathode wandern) wurden 1834 von Michael Faraday nach seiner Beratung mit William Whewell eingeführt. ⓘ

Natürliche Vorkommen

Ionen sind in der Natur allgegenwärtig und für verschiedene Phänomene verantwortlich, von der Lumineszenz der Sonne bis hin zur Ionosphäre der Erde. Atome in ihrem ionischen Zustand können eine andere Farbe haben als neutrale Atome, und so ist die Lichtabsorption durch Metallionen für die Farbe von Edelsteinen verantwortlich. Sowohl in der anorganischen als auch in der organischen Chemie (einschließlich der Biochemie) ist die Wechselwirkung von Wasser und Ionen äußerst wichtig; ein Beispiel ist die Energie, die den Abbau von Adenosintriphosphat (ATP) antreibt. In den folgenden Abschnitten werden Zusammenhänge beschrieben, in denen Ionen eine wichtige Rolle spielen; diese sind in abnehmender physikalischer Längenskala angeordnet, von der astronomischen bis zur mikroskopischen. ⓘ

Verwandte Technologien

Ionen können auf nicht-chemischem Wege mit verschiedenen Ionenquellen hergestellt werden, die in der Regel mit Hochspannung oder Temperatur arbeiten. Diese werden in einer Vielzahl von Geräten wie Massenspektrometern, optischen Emissionsspektrometern, Teilchenbeschleunigern, Ionenimplantationsgeräten und Ionentriebwerken eingesetzt. ⓘ

Als reaktive geladene Teilchen werden sie auch bei der Luftreinigung durch Zerstörung von Mikroben und in Haushaltsgeräten wie Rauchmeldern eingesetzt. ⓘ

Da die Signalübertragung und der Stoffwechsel in Organismen durch ein präzises Ionengefälle in den Membranen gesteuert werden, trägt die Unterbrechung dieses Gefälles zum Zelltod bei. Dies ist ein gängiger Mechanismus, der von natürlichen und künstlichen Bioziden ausgenutzt wird, darunter die Ionenkanäle Gramicidin und Amphotericin (ein Fungizid). ⓘ

Anorganische gelöste Ionen sind ein Bestandteil der gesamten gelösten Feststoffe, ein weithin bekannter Indikator für die Wasserqualität. ⓘ

Nachweis von ionisierender Strahlung

Schematische Darstellung einer Ionenkammer, die die Drift von Ionen zeigt. Elektronen driften aufgrund ihrer viel geringeren Masse schneller als positive Ionen. ⓘ

Avalanche-Effekt zwischen zwei Elektroden. Bei der ursprünglichen Ionisierung wird ein Elektron freigesetzt, und bei jeder nachfolgenden Kollision wird ein weiteres Elektron freigesetzt, so dass bei jeder Kollision zwei Elektronen entstehen: das ionisierende Elektron und das freigesetzte Elektron. ⓘ

Die ionisierende Wirkung von Strahlung auf ein Gas wird in großem Umfang für den Nachweis von Strahlung wie Alpha-, Beta-, Gamma- und Röntgenstrahlen genutzt. Das ursprüngliche Ionisierungsereignis in diesen Instrumenten führt zur Bildung eines "Ionenpaars", d. h. eines positiven Ions und eines freien Elektrons, durch den Ionenstoß der Strahlung auf die Gasmoleküle. Die Ionisationskammer ist der einfachste dieser Detektoren und sammelt alle Ladungen, die durch direkte Ionisierung im Gas durch Anlegen eines elektrischen Feldes entstehen. ⓘ

Sowohl das Geiger-Müller-Rohr als auch der Proportionalzähler nutzen ein als Townsend-Lawine bekanntes Phänomen, um die Wirkung des ursprünglichen ionisierenden Ereignisses durch einen Kaskadeneffekt zu vervielfachen, bei dem die freien Elektronen durch das elektrische Feld genügend Energie erhalten, um weitere Elektronen durch Ionenstoß freizusetzen. ⓘ

Chemie

Bezeichnung des geladenen Zustands

Äquivalente Bezeichnungen für ein Eisenatom (Fe), das zwei Elektronen verloren hat und als eisenhaltig bezeichnet wird. ⓘ

Wenn man die chemische Formel für ein Ion schreibt, wird seine Nettoladung direkt nach der chemischen Struktur des Moleküls/Atoms hochgestellt. Die Nettoladung wird mit dem Betrag vor dem Vorzeichen geschrieben, d. h. ein doppelt geladenes Kation wird als 2+ und nicht als +2 angegeben. Bei einfach geladenen Molekülen/Atomen wird der Betrag der Ladung jedoch weggelassen, z. B. wird das Natriumkation als Na⁺ und nicht als Na¹⁺ angegeben. ⓘ

Eine alternative (und akzeptable) Möglichkeit, ein Molekül/Atom mit mehreren Ladungen darzustellen, ist das mehrfache Einzeichnen der Vorzeichen, wie es bei Übergangsmetallen häufig vorkommt. Chemiker kreisen das Zeichen manchmal ein; dies ist lediglich eine Verzierung und ändert nichts an der chemischen Bedeutung. Alle drei Darstellungen von Fe²⁺
, Fe⁺⁺ und Fe^⊕⊕, die in der Abbildung dargestellt sind, sind somit gleichwertig. ⓘ

Gemischte römische Ziffern und Ladungsbezeichnungen für das Uranyl-Ion. Die Oxidationsstufe des Metalls wird in hochgestellten römischen Ziffern angegeben, während die Ladung des gesamten Komplexes durch das Winkelsymbol zusammen mit der Größe und dem Vorzeichen der Nettoladung dargestellt wird. ⓘ

Einatomige Ionen werden manchmal auch mit römischen Ziffern bezeichnet, insbesondere in der Spektroskopie; so wird beispielsweise das oben gezeigte Fe²⁺
Beispiel oben wird als Fe(II) oder Fe^II bezeichnet. Die römische Zahl bezeichnet die formale Oxidationsstufe eines Elements, während die hochgestellten indoarabischen Ziffern die Nettoladung angeben. Die beiden Bezeichnungen sind daher für einatomige Ionen austauschbar, während die römischen Ziffern nicht für mehratomige Ionen verwendet werden können. Es ist jedoch möglich, die Bezeichnungen für das einzelne Metallzentrum mit einem mehratomigen Komplex zu mischen, wie das Beispiel des Uranylions zeigt. ⓘ

Die Ionenladung gibt an, wie viele positive oder negative elektrische Ladungen ein Ion besitzt. Sie wird durch eine hochgestellte arabische Ziffer mit nachstehendem Plus- oder Minuszeichen angegeben. Die allgemeine Form lautet Aⁿ⁻ beziehungsweise Aⁿ⁺. ⓘ

Molekül-Anion Tetrafluoroborat ⓘ

Beispiele sind:

• Na⁺ – Natrium-Ion (n wird hier weggelassen, da n gleich eins ist)
• S²⁻ – Sulfid-Ion
• NH₄⁺ – Ammonium-Ion, ein Molekülion ⓘ

Bei Molekülionen wird die Valenzstrichformel des Moleküls in eckige Klammern gesetzt und die Ionenladung hochgestellt hinter der Klammer angegeben. ⓘ

In der Spektroskopie werden zur Kennzeichnung von Spektren ionisierter Atome auch römische Zahlen verwendet, wobei Spektrallinien des neutralen Atoms mit I (eins) bezeichnet werden. Zum Beispiel wird „He I“ den Linien des neutralen Heliums zugeordnet und „C IV“ den Linien von dreifach ionisiertem Kohlenstoff. ⓘ

Unterklassen

Wenn ein Ion ungepaarte Elektronen enthält, wird es als Radikalion bezeichnet. Genau wie ungeladene Radikale sind Radikalionen sehr reaktionsfreudig. Mehratomige Ionen, die Sauerstoff enthalten, wie z. B. Carbonat und Sulfat, werden als Oxyanionen bezeichnet. Molekulare Ionen, die mindestens eine Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindung enthalten, werden organische Ionen genannt. Wenn die Ladung eines organischen Ions formal auf einen Kohlenstoff zentriert ist, wird es als Carbokation (bei positiver Ladung) oder Carbanion (bei negativer Ladung) bezeichnet. ⓘ

Bildung

Bildung von einatomigen Ionen

Einatomige Ionen werden durch den Gewinn oder Verlust von Elektronen in der Valenzschale (der äußersten Elektronenschale) eines Atoms gebildet. Die inneren Schalen eines Atoms sind mit Elektronen gefüllt, die fest an den positiv geladenen Atomkern gebunden sind und daher an dieser Art von chemischer Wechselwirkung nicht teilnehmen. Der Vorgang, bei dem ein neutrales Atom oder Molekül Elektronen gewinnt oder verliert, wird als Ionisierung bezeichnet. ⓘ

Atome können durch Beschuss mit Strahlung ionisiert werden, aber der üblichere Prozess der Ionisierung in der Chemie ist die Übertragung von Elektronen zwischen Atomen oder Molekülen. Dieser Transfer wird in der Regel durch das Erreichen stabiler elektronischer Konfigurationen ("geschlossene Schale") angetrieben. Die Atome gewinnen oder verlieren Elektronen, je nachdem, welcher Vorgang die geringste Energie erfordert. ⓘ

Ein Natriumatom, Na, hat beispielsweise ein einziges Elektron in seiner Valenzschale, das zwei stabile, gefüllte innere Schalen mit 2 und 8 Elektronen umgibt. Da diese gefüllten Schalen sehr stabil sind, neigt ein Natriumatom dazu, sein zusätzliches Elektron zu verlieren und diese stabile Konfiguration zu erreichen, wodurch es zu einem Natriumkation wird ⓘ

Na → Na⁺
+
e- ⓘ

Ein Chloratom, Cl, hat dagegen 7 Elektronen in seiner Valenzschale, also ein Elektron weniger als die stabile, gefüllte Schale mit 8 Elektronen. Daher neigt ein Chloratom dazu, ein zusätzliches Elektron zu gewinnen und eine stabile 8-Elektronen-Konfiguration zu erreichen, wodurch es zu einem Chlorid-Anion wird:

Cl + ...
e-
→ Cl- ⓘ

Diese treibende Kraft führt dazu, dass Natrium und Chlor eine chemische Reaktion eingehen, bei der das "zusätzliche" Elektron von Natrium auf Chlor übertragen wird, wodurch Natriumkationen und Chloridanionen entstehen. Da diese Kationen und Anionen entgegengesetzt geladen sind, gehen sie eine Ionenbindung ein und verbinden sich zu Natriumchlorid, NaCl, besser bekannt als Kochsalz. ⓘ

Na⁺
+ Cl-
→ NaCl ⓘ

Bildung von mehratomigen und molekularen Ionen

Eine elektrostatische Potentialkarte des Nitrat-Ions (NO-
₃). Die 3-dimensionale Schale stellt ein einziges beliebiges Isopotenzial dar. ⓘ

Polyatomare und molekulare Ionen werden oft durch den Gewinn oder Verlust von Elementar-Ionen wie einem Proton, H⁺
in neutralen Molekülen. Wenn zum Beispiel Ammoniak, NH
₃, ein Proton, H⁺, annimmt
-Ein Prozess, der Protonierung genannt wird, bildet das Ammonium-Ion, NH⁺
₄. Ammoniak und Ammonium haben die gleiche Anzahl von Elektronen in im Wesentlichen der gleichen elektronischen Konfiguration, aber Ammonium hat ein zusätzliches Proton, das ihm eine positive Nettoladung verleiht. ⓘ

Ammoniak kann auch ein Elektron verlieren, um eine positive Ladung zu erhalten, und bildet dann das Ion NH⁺
₃. Dieses Ion ist jedoch instabil, da es eine unvollständige Valenzschale um das Stickstoffatom hat, was es zu einem sehr reaktiven Radikalion macht. ⓘ

Aufgrund der Instabilität von radikalischen Ionen werden mehratomige und molekulare Ionen in der Regel durch Gewinnung oder Verlust von Elementar-Ionen wie H⁺
gebildet, anstatt Elektronen zu gewinnen oder zu verlieren. Dadurch kann das Molekül seine stabile elektronische Konfiguration beibehalten, während es eine elektrische Ladung erhält. ⓘ

Ionisierungspotenzial

Die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron in seinem niedrigsten Energiezustand aus einem Atom oder Molekül eines Gases mit geringerer elektrischer Nettoladung herauszulösen, wird als Ionisierungspotenzial oder Ionisierungsenergie bezeichnet. Die n-te Ionisierungsenergie eines Atoms ist die Energie, die erforderlich ist, um das n-te Elektron abzutrennen, nachdem die ersten n - 1 Elektronen bereits abgetrennt wurden. ⓘ

Jede nachfolgende Ionisierungsenergie ist deutlich größer als die letzte. Ein besonders großer Anstieg tritt auf, wenn ein bestimmter Block von Atomorbitalen keine Elektronen mehr enthält. Aus diesem Grund neigen Ionen dazu, sich so zu bilden, dass sie volle Orbitalblöcke aufweisen. Natrium zum Beispiel hat ein Valenzelektron in seiner äußersten Schale, so dass es in ionisierter Form häufig mit einem verlorenen Elektron als Na⁺
. Auf der anderen Seite des Periodensystems hat Chlor sieben Valenzelektronen, so dass es in ionisierter Form meist mit einem gewonnenen Elektron als Cl-
. Cäsium hat von allen Elementen die niedrigste gemessene Ionisierungsenergie, Helium die höchste. Im Allgemeinen ist die Ionisierungsenergie von Metallen viel niedriger als die Ionisierungsenergie von Nichtmetallen, weshalb Metalle im Allgemeinen Elektronen verlieren, um positiv geladene Ionen zu bilden, und Nichtmetalle Elektronen gewinnen, um negativ geladene Ionen zu bilden. ⓘ

Ionische Bindung

Die ionische Bindung ist eine Art der chemischen Bindung, die durch die gegenseitige Anziehung von entgegengesetzt geladenen Ionen entsteht. Ionen mit gleicher Ladung stoßen sich gegenseitig ab, und Ionen mit entgegengesetzter Ladung ziehen sich gegenseitig an. Daher existieren Ionen in der Regel nicht allein, sondern verbinden sich mit Ionen entgegengesetzter Ladung, um ein Kristallgitter zu bilden. Die entstehende Verbindung wird als Ionenverbindung bezeichnet und durch Ionenbindung zusammengehalten. In Ionenverbindungen ergeben sich charakteristische Abstände zwischen den benachbarten Ionen, aus denen sich die räumliche Ausdehnung und der Ionenradius der einzelnen Ionen ableiten lassen. ⓘ

Die häufigste Form der Ionenbindung findet sich in Verbindungen von Metallen und Nichtmetallen (mit Ausnahme von Edelgasen, die selten chemische Verbindungen bilden). Metalle zeichnen sich dadurch aus, dass sie eine geringe Anzahl von Elektronen im Überschuss zu einer stabilen Elektronenkonfiguration mit geschlossener Schale haben. Als solche neigen sie dazu, diese zusätzlichen Elektronen zu verlieren, um eine stabile Konfiguration zu erreichen. Diese Eigenschaft wird als Elektropositivität bezeichnet. Nichtmetalle hingegen zeichnen sich dadurch aus, dass sie eine Elektronenkonfiguration haben, die nur wenige Elektronen von einer stabilen Konfiguration entfernt ist. Daher haben sie die Tendenz, mehr Elektronen zu gewinnen, um eine stabile Konfiguration zu erreichen. Diese Tendenz wird als Elektronegativität bezeichnet. Wenn ein stark elektropositives Metall mit einem stark elektronegativen Nichtmetall kombiniert wird, werden die zusätzlichen Elektronen der Metallatome auf die elektronenarmen Nichtmetallatome übertragen. Bei dieser Reaktion entstehen Metallkationen und Nichtmetallanionen, die sich gegenseitig anziehen und ein Salz bilden. ⓘ

Gewöhnliche Ionen

Gebräuchliche Kationen Gebräuchlicher Name Formel Historischer Name Einatomige Kationen Aluminium Al3+ Barium Ba2+ Beryllium Be2+ Kalzium Ca2+ Chrom(III) Cr3+ Kupfer(I) Cu+ kupferhaltig Kupfer(II) Cu2+ kupferhaltig Gold(I) Au+ wässrig Gold(III) Au3+ aurisch Wasserstoff H+ Eisen(II) Fe2+ eisenhaltig Eisen(III) Fe3+ eisenhaltig Blei(II) Pb2+ bleihaltig Blei(IV) Pb4+ bleihaltig Lithium Li+ Magnesium Mg2+ Mangan(II) Mn2+ Mangan Mangan(III) Mn3+ manganhaltig Mangan(IV) Mn4+ Quecksilber(II) Hg2+ Quecksilber Kalium K+ Kalium Silber Ag+ silberhaltig Natrium Na+ natrisch Strontium Sr2+ Zinn(II) Sn2+ zinnhaltig Zinn(IV) Sn4+ Zinnsäure Zink Zn2+ Mehratomige Kationen Ammonium NH+ 4 Hydronium H3O+ Quecksilber(I) Hg2+ 2 Quecksilber

Gebräuchliche Anionen ⓘ Formeller Name Formel Alter Name Monomere Anionen Azid N- 3 Bromid Br- Karbid C- Chlorid Cl- Fluorid F- Hydrid H- Iodid I- Nitrid N3- Phosphid P3- Oxid O2- Sulfid S2- Selenid Se2- Oxoanionen (mehratomige Ionen) Karbonat CO2- 3 Chlorat ClO- 3 Chromat CrO2- 4 Dichromat Cr 2O2- 7 Dihydrogenphosphat H 2PO- 4 Hydrogencarbonat HCO- 3 Bikarbonat Sulfatwasserstoff HSO- 4 Bisulfat Sulfit-Wasserstoff HSO- 3 Bisulfit Hydroxid OH- Hypochlorit ClO- Monohydrogenphosphat HPO2- 4 Nitrat NO- 3 Nitrit NO- 2 Perchlorat ClO- 4 Permanganat MnO- 4 Peroxid O2- 2 Phosphat PO3- 4 Sulfat SO2- 4 Sulfit SO2- 3 Superoxyd O- 2 Thiosulfat S 2O2- 3 Silikat SiO4- 4 Metasilikat SiO2- 3 Aluminiumsilikat AlSiO- 4 Anionen aus organischen Säuren Acetat CH 3COO- Ethanoat Formiat HCOO- Methanoat Oxalat C 2O2- 4 Ethandioat Zyanid CN-

Bildung

Anionen

Negativ geladene Ionen (Anionen) werden gebildet, indem Atome Elektronen aufnehmen. Dadurch entsteht ein Überschuss an Elektronen (negativen Ladungsträgern), der durch die vorhandenen Protonen (positiven Ladungsträger) nicht mehr ausgeglichen wird – die negativen Ladungen überwiegen, das Ion ist negativ geladen. ⓘ

Beispiel: Nichtmetall-Ionen sind in der Regel negativ geladen.
Gleichung für die Chlorid-Ionen-Bildung: Cl + e⁻ → Cl⁻
Gleichung für die Sulfid-Ionen-Bildung: S + 2e⁻ → S^{2− ⓘ}

Bewegliche Ionen bilden sich spontan, wenn Salze in polaren Lösungsmitteln (Wasser) gelöst werden, z. B. ⓘ

$\mathrm {{NaCl_{(s)}}{\longrightarrow }{Na_{(aq)}^{+}}+{Cl_{(aq)}^{-}}}$

Der Index „s“ steht für lat. solidus oder engl. solid, „fest“. Der Index „aq“ steht für aquatisiert. ⓘ

Als Beispiel seien die wässrigen Milieus von Zellen und Organismen (Elektrolyt­lösung) genannt. Hier spielen sie eine entscheidende Rolle für die elektrischen Vorgänge an Membranen, insbesondere für die Erregbarkeit (Membranpotential, Aktionspotential). ⓘ

Vorkommen

Ionen mit mehr als drei Unter- oder Überschussladungen kommen in der Chemie nur selten vor. ⓘ

In der Physik werden Ionen zu bestimmten experimentellen Zwecken zum Beispiel mit Ionenquellen erzeugt, sie kommen aber auch in der Natur vor, wie zum Beispiel im Sonnenwind, beim Rekombinationsleuchten von Meteoren, bei Polarlichtern, bei einem Gewitterblitz oder bei einem Elmsfeuer (vergleiche auch Elektrometeore). ⓘ

Gasionen spielen bei den Leitungsvorgängen in Leuchtstofflampen und anderen Gasentladungen (elektrische Funken, Blitze) eine Rolle. Ein (fast) vollständig ionisiertes Gas bezeichnet man als Plasma. ⓘ

Ionisierte Edelgase können Ionenbindungen eingehen. Edelgas-Halogenid-Verbindungen werden in Excimerlasern verwendet. ⓘ

Bei Molekülen mit zwei oder mehreren funktionellen Gruppen kann es vorkommen, dass sie an einer Gruppe eine positive, an einer anderen eine negative Ladung tragen (insgesamt ist das Molekül dann neutral). Solche polaren Moleküle werden auch als Zwitterionen bezeichnet. ⓘ

Elektrolyte spielen eine große Rolle in Stoffwechsel­vorgängen und in Batterien, z. B. Lithium-Ionen-Batterien. Die Elektrolyte im Blut stabilisieren den Säure-Basen-Spiegel und regulieren die Nerven- und Muskelfunktion. ⓘ