Metallische Bindungen und ihre Eigenschaften

Metallische Bindung

Metalle machen einen Großteil der Elemente im Periodensystem aus und weisen eine Reihe ähnlicher Eigenschaften auf.

Eigenschaften von Metallen

• Elektrische und thermische Leitfähigkeit
• Metallischer Glanz
• Duktilität
• Verformbarkeit

Metalle sind elektropositiv und haben nur wenige Elektronen in ihrer äußersten Valenzschale. Ihre Ladungen sind nur positive Oxidationszahlen und sie sind leicht zu oxidieren. Alle Metalle sind bei Raumtemperatur und -druck fest (außer Quecksilber, das flüssig ist). Die Eigenschaften von Metallen sind auf ihre Struktur und die Art der Bindung zurückzuführen: die metallische Bindung. Metalle bilden sehr kompakte Gitter mit Koordinationszahlen von 8 oder mehr.

Theorien zur metallischen Bindung

Elektronentheorie (Elektronengasmodell)

Diese Theorie besagt, dass Metallatome ionisiert werden und die Elektronen ihre kugelförmige Form verlieren. Diese Kationen bilden ein dreidimensionales, geordnetes und kompaktes Netzwerk, wodurch ein Bereich elektronischer Anziehung entsteht. Häufige Strukturen sind das kompakte hexagonale Gitter und das kompakte kubische Gitter. Die Valenzelektronen fließen nun frei durch das Gitter und bilden ein "Elektronengas", das die positive Ladung neutralisiert und das Kristallgitter zusammenhält. Dies erklärt die elektrische Leitfähigkeit und den photoelektrischen Effekt.

Resonanztheorie

Da Metallen Elektronen fehlen, können sie keine kovalenten Bindungen bilden. Daher werden die Bindungen delokalisiert. Diese Theorie schlägt vor, dass sich ein Atom zu einem bestimmten Zeitpunkt mit einem anderen Atom verbindet und später sehr schnell mit einem anderen, wobei sich die Position der Elektronen ändert, die die Bindung bilden. Die Valenzelektronen gehören daher allen Atomen des Gitters und können sich frei bewegen.

Energiebändertheorie

Nach dieser Theorie befinden sich die Elektronen der Bindungsstellen in Molekülorbitalen, die aus den Atomorbitalen gebildet werden. Die Hälfte dieser Molekülorbitale hat mehr Energie als die Atomorbitale und die andere Hälfte weniger. Wenn eine Bindung zwischen drei Atomen hergestellt würde, gäbe es ein Molekülorbital mit höherer Energie, eines mit gleicher Energie und eines mit geringerer Energie als die Atomorbitale. Im Fall von vielen Atomen gäbe es viele Orbitale. Die Orbitalenergiebänder werden als die Menge der Molekülorbitale betrachtet, deren Energien so nahe beieinander liegen, dass sie experimentell nicht unterschieden werden können, und daher als alle zusammen betrachtet werden. Es gibt drei Arten von Bändern:

• Vollständig besetzte Bänder: Diese Bänder sind vollständig mit Elektronen besetzt, und daher können sich die Elektronen nicht bewegen, da alle Niveaus mit dem Band gefüllt sind.
• Valenzbänder: Sie entstehen aus teilweise besetzten Atomorbitalen. Hier können sich die Elektronen bewegen, wenn ein Magnetfeld angelegt wird, da das Band nicht voll ist. Es enthält die Valenzelektronen. Dieses Band wird aus Molekülorbitalen mit niedrigerer Energie als die Atomorbitale gebildet.
• Leitungsbänder: Sie werden aus leeren Atomorbitalen gebildet. Sie erleichtern die Leitung, und die Valenzelektronen können in sie springen und sich frei durch den Metallkristall bewegen. Sie haben eine höhere Energie als die Atomorbitale.

Da die Orbitale von niedriger zu hoher Energie gefüllt werden, wird zuerst das Valenzband und dann das Leitungsband besetzt. Es können folgende Fälle auftreten:

1. Das Valenzband ist nur teilweise besetzt und das Leitungsband ist leer.
2. Das Valenzband ist voll und das Leitungsband ist teilweise besetzt.
3. Die Bänder überlappen sich.
4. Das Valenzband ist voll, das Leitungsband ist leer und es gibt eine verbotene Energiezone. In diesem Fall liegt kein Leiter vor, da dies viel Energie erfordern würde.
5. Das Valenzband ist voll, das Leitungsband ist leer und es gibt eine kleine verbotene Energiezone. Es handelt sich eigentlich um einen Isolator, aber wenn die verbotenen Energieniveaus überwunden werden, wird er zum Leiter. Dies sind Halbleitermaterialien.

Eigenschaften von Metallen

• Elektrische Leitfähigkeit: Metalle sind aufgrund der Mobilität ihrer Valenzelektronen sehr gute Leiter. Die Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab, da die Schwingung der Kerne zunimmt und die freie Bewegung der Elektronen behindert wird.
• Wärmeleitfähigkeit: Wärme führt zu einer Zunahme der kinetischen Energie der Elektronen, die aufgrund ihrer Mobilität auf das gesamte Metall übertragen wird.
• Glanz: Aufgrund der Fähigkeit, fast alle Wellenlängen des sichtbaren Lichts zu absorbieren und anschließend wieder abzugeben.
• Hohe Dichte: Da ihre Kristalle eine hohe Koordinationszahl haben.
• Verformbarkeit: Jede Ebene der Atome in der Kristallstruktur kann verschoben werden, ohne die Kräfte zu verändern, die die Atome zusammenhalten.

Resonanzstrukturen

Oft kann man mehrere Lewis-Strukturen für dasselbe Molekül oder Ion schreiben.

Resonanzhybrid

Die Struktur wäre eine Kombination aus den Eigenschaften aller Resonanzformen.

VSEPR-Theorie (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

Die Anordnung der Elektronenpaare um das Zentralatom in einem Molekül hängt von Folgendem ab:

1. Elektronenpaare, die Bindungen bilden, und solche, die dies nicht tun, stoßen sich elektrisch ab und sind daher so weit wie möglich voneinander entfernt. Dies bestimmt die Anordnung der Elektronenpaare.
2. Die abstoßende Wirkung eines einsamen Paares ist größer als die eines Bindungspaares, dessen Ladung neutralisiert ist und das sich zwischen zwei Kernen, also zwei Atomen, befindet.
3. Die Elektronenpaare einer Doppelbindung oder die drei Paare einer Dreifachbindung halten die Atome an denselben Stellen zusammen wie eine Einfachbindung.

Kovalente Bindungen: Bindungsparameter

Bindungsenthalpie

Dies ist die Enthalpieänderung, wenn eine Bindung gespalten wird. Sie ist immer positiv, da es sich um einen endothermen Prozess handelt.