Syllabus ref: 4.5
In diesem Abschnitt untersuchen wir die Kräfte, die eine Metallstruktur zusammenhalten. Die metallische Bindung.
- Delokalisierung von Elektronen
- Bildung von Ionen
- Die metallische Bindung
- Das Metallgitter
Delokalisierung von Elektronen
Metallatome können, wie alle anderen Metalle mit Ausnahme der Edelgase, nicht sehr lange alleine existieren. Metallatome schließen sich zusammen und ziehen sich gegenseitig an, um sich zu stabilisieren.
Metallatome haben sehr wenige Elektronen in der äußeren Schale (Valenzelektronen) und können daher keine volle äußere Schale erreichen, indem sie Elektronen gewinnen oder teilen. Sie neigen dazu, Elektronen zu verlieren und sie auf Nichtmetallatome zu übertragen. In Abwesenheit von Nichtmetallatomen können sie jedoch nur dann Stabilität erreichen, wenn sie alle Elektronen der äußeren Schale in riesigen delokalisierten Orbitalen teilen. Es sind diese delokalisierten Orbitalelektronen, die den Metallen ihre einzigartigen Eigenschaften verleihen.
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Bildung von Ionen
Wenn man die Außenelektronen an ein großes delokalisiertes Orbital verliert, bleiben die Metallatome als Ionen übrig. Diese Ionen werden dann durch die Anziehungskraft der negativen Ladung im delokalisierten Orbital gehalten. Die Ionen selbst sind in einem riesigen Gitter (Netzwerk) angeordnet.
Die Ladung der Ionen hängt von der Anzahl der Elektronen der äußeren Schale ab. Metalle der Gruppe 1 stellen dem delokalisierten Orbital pro Atom ein Elektron zur Verfügung und die gebildeten Ionen haben eine 1+ Ladung. Atome der Gruppe 2 haben Ionen mit einer 2+-Ladung.
Übergangsmetalle verlieren ebenfalls Elektronen und bilden Ionen, aber die Anzahl der Elektronen kann nicht anhand der Gruppennummer vorhergesagt werden (da sie nicht in Gruppen angeordnet sind). Im Allgemeinen bilden Übergangsmetalle 2+ Ionen.
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Die metallische Bindung
Das Meer von Elektronen ist eine negative Ladungswolke, die alle positiven Ionen anzieht. Es ist so ähnlich wie Murmeln, die in Blauklebeband stecken. Ohne die Elektronenwolke würden sich die Metallionen gegenseitig abstoßen, aber die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Elektronen und den positiven Ionen hält die ganze Struktur zusammen.
Die Stärke der metallischen Bindung ist eine Funktion der Anzahl der von den Atomen bereitgestellten Elektronen und der daraus resultierenden Ladung der Metallionen. Auch der Ionenradius spielt eine Rolle, da kleinere Ionen eine größere Anziehungskraft auf die negative Ladungswolke ausüben.
- Ansteigende Ionenladung = stärkere metallische Bindung
- Abnehmender Ionenradius = stärkere metallische Bindung
Die Auswirkung dieser beiden Faktoren lässt sich durch einen Vergleich der Schmelzpunkte (die Temperatur, die zur Überwindung der Kräfte innerhalb der Metallstruktur erforderlich ist) in der Gruppe 1 und in der dritten Periode erkennen.
| Metalle der Gruppe 1 | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Ionenradius / nm | 0.068 | 0.098 | 0.133 | 0.148 | 0.167 |
| Schmelzpunkt / K | 454 | 371 | 337 | 312 | 302 |
Es ist deutlich zu erkennen, dass mit zunehmendem Ionenradius der Schmelzpunkt sinkt. Cäsium wäre an einem warmen Sommertag flüssig.
| Periode 3 Metalle | Na | Mg | Al |
|---|---|---|---|
| Ionenradius / nm | 0.098 | 0.065 | 0.045 |
| Ionenladung | 1+ | 2+ | 3+ |
| Schmelzpunkt / K | 371 | 922 | 936 |
Obwohl Magnesium einen ähnlichen Radius wie Lithium hat, ist der Schmelzpunkt viel höher, was darauf hindeutet, dass der Effekt der Verdoppelung der Ionenladung viel bedeutender ist.
Aluminium hat einen höheren Schmelzpunkt als Magnesium, obwohl der Unterschied nicht so groß ist wie zwischen Lithium und Magnesium. Es wird vermutet, dass die hohe Ladungsdichte des Aluminium-3+-Ions die Elektronendichte auf die Aluminiumionen zurückzieht, wodurch deren ionische Ladung verringert wird.
Es ist bekannt, dass Aluminium dies in seinen Verbindungen tut, was ihnen einen hohen Grad an kovalentem Charakter verleiht, so dass es vernünftig erscheint, dass ähnliche Effekte auf die metallische Bindung zutreffen.
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Das metallische Gitter
Da die Metallionen in einem Gitter eines metallischen Elements alle den gleichen Radius haben, können sie leicht zusammenpacken wie Murmeln in einem Eimer.
Die häufigste Anordnung wird als hexagonale dichte Packung (HCP) bezeichnet. Es ist die effizienteste Art und Weise, Kugeln dicht aneinander zu packen.
Es gibt zwei wichtige enge Packungssysteme, je nachdem, wie die dritte Schicht im Vergleich zu den beiden anderen angeordnet ist. Diese beiden Packungssysteme werden ABA und ABC genannt. Befinden sich die Ionen der dritten Schicht direkt über denen der ersten Schicht, spricht man von ABA. Wenn die Ionen der dritten Schicht in „Löchern“ sitzen, die sich nicht direkt über einem anderen Ion befinden, wird die Packung ABC genannt. Am besten lässt sich dies anhand von Modellen veranschaulichen.
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