Elemente und Moleküle, Schulbuch

26 2 DIe CHeMISCHe BINDUNG 2.3 DAS MEtALLBINDUNGSMODELL Elektronengas • Metallgitter • Dichteste Packung Die Metalle unterscheiden sich in ihren Eigenschaften untereinander viel weniger als die Nichtmetalle. Eine Reihe von Eigenschaften sind bei praktisch allen Metallen im festen und flüssigen Zustand zu finden (Abb. 26.1). Bei Metalldämpfen findet man diese Eigenschaft nicht. Sie werden offensichtlich durch die Bindung zwischen den Metall-Atomen hervorgerufen. Ein brauchbares Metallbindungsmodell muss diese Eigenschaften erklären können. Für ein einfaches Modell nimmt man an, dass die Metall-Atome ihre Valenz-Elektro- nen dem gesamten Teilchenverband (= Metallkristall) zur Verfügung stellen. (Abb. 25.4) Diese Elektronen sind damit im gesamten Kristall frei beweglich wie die Teil- chen eines Gases und werden daher „ Elektronengas “ genannt. Die Beweglichkeit des Elektronengases erklärt die elektrische Leitfähigkeit . Metalle sind Leiter 1. Klasse , dh., sie sind Elektronenleiter – beim Leiten tritt keine chemische Verände- rung auf. Das Elektronengas ist auch ein guter Energieüberträger und hauptaus- schlaggebend für die ausgezeichnete Wärmeleitfähigkeit der Metalle. Je besser die elektrische Leitfähigkeit eines Metalls ist, desto besser ist auch seine Wärmeleitfä - higkeit. Das Elektronengasmodell erklärt auch die meisten optischen Metalleigenschaften . Da die Valenz-Elektronen nicht in Orbitalen mit ganz bestimmten Energieniveaus gebunden sind, können sie faktisch jede Energieportion aufnehmen und alle Quan- ten des sichtbaren Lichtes absorbieren. Metalle sind daher undurchsichtig. Die an- geregten Elektronen können auch wieder jedes Lichtquant emittieren, keine Licht- wellenlänge wird bevorzugt. Daher sind Metalle glänzend und meist grau. (Die Farben der Metalle Kupfer und Gold lassen sich mit dem einfachen Modell nicht erklären.) In einem Metallkristall ordnen sich die Metall-Atome meist nach drei verschiedenen einfachen geometrischen Anordnungen = Metallgitter . Zwei dieser Anordnungen sind „ dichteste Packungen “, dh. eine Anordnung von Kugeln mit der höchstmögli- chen Raumerfüllung (= Packungsdichte). Die beiden dichtesten Packungen gehen von so genannten hexagonal dichtesten Schichten aus. Dabei kommt die 2. Schicht in den Eintiefungen der 1. Schicht zu lie- gen. Ist nun die 3. Schicht lagemäßig mit der 1. ident, so spricht man von der hexa- gonal dichtesten Packung (Abb. 26.4). Ist erst die 4. Schicht mit der 1. lagemäßig ident, erhält man die Anordnung der kubisch dichtesten Packung (Abb. 26.3). Der dritte Typ ist die kubisch raumzentrierte Gitterstruktur . Diese Gitterform weist eine etwas geringere Dichte auf als die beiden erstgenannten (Abb. 26.2). Das Metallgitter wird von den Atomrümpfen gebildet. Sie sind positive Ionen und stoßen einander ab. Dieser Abstoßungseffekt wird durch die dazwischen befindli- chen Elektronen des Elektronengases aufgehoben und diese Elektronen wirken wie ein „Klebstoff“ zwischen den Atomrümpfen. Der Zusammenhalt ist sehr fest, daher sind alle Metalle – außer Quecksilber – bei Zimmertemperatur Feststoffe . Wenn man nun die Atomrümpfe des Metallgitters gegeneinander verschiebt oder durch andere etwa gleich große ersetzt, so ändert das an den Bindungsverhältnis- sen nur wenig. Dies erklärt die Möglichkeit zur Verformung im festen Zustand ( Duk- tilität ) und zur Legierungsbildung . (Bei Legierungen, bei denen ein Partner aus deutlich kleineren Atomen besteht, sitzen diese auf Zwischengitterplätzen zwischen den größeren Atomen. Solche Legierungen haben dann meist Eigenschaften, die sich von denen der Reinmetalle deutlich unterscheiden. Sie sind auch weniger duk- til.) Reine Metalle werden mit dem Elementsymbol beschrieben. (Das Metallgitter be- steht nur aus einer Atomsorte, Moleküle gibt es nicht.) Auch Legierungen werden meist nicht als Verbindungen, sondern als Gemenge betrachtet. Der metallische Zustand ist daher immer der elementare Zustand (zB Fe – Formel des Elementes Eisen). Wichtige Eigenschaften der Metalle elektrische Leitfähigkeit Wärmeleitfähigkeit Duktilität Legierungsbildung Glanz Undurchsichtigkeit „Elektronengas“ = Summe der Valenz-Elektronen Abb. 26.1: Die Elektronegativitäten Abb. 26.4: Hexagonale Zelle = hexagonal dichteste- Packung – Koordinationszahl = 12 Abb. 26.3: Kubisch flächenzentrierte Zelle = kubisch dichteste Packung – Koordinationszahl = 12 Abb. 26.2: Kubisch raumzentrierte Zelle Koordinationszahl = 8 (Koordinationszahl = Anzahl der nächsten Nachbar-Atome) Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv