LS6.2 Legierung

Legierung und Elektronengasmodell

Legierungen sind Verbindungen von mindestens zwei Elementen, wobei mindestens eines davon ein Metall sein muss. Die anderen Elemente können entweder Metalle oder Nichtmetalle sein. Legierungen werden durch die Metallbindung zusammengehalten.

Elektronengasmodell bei Metallen

Metalle können bezüglich ihrer chemischen und physikalischen Eigenschaften im flüssigen und festen Zustand definiert werden.

Diese Eigenschaften sind:

• Elektrische Leitfähigkeit
• Thermische Leitfähigkeit
• Metallischer Glanz
• Verformbarkeit
• Metallbindung

Diese Eigenschaften werden durch das Elektronengasmodell beschrieben.

Elektronengasmodell, Rot=positive Atomrümpfe (Atomrumpf=Neutronen und Protonen) und blau=negative frei bewegliche Elektronen

Das Elektronengasmodell beschreibt Metalle als eine Anordnung von positiv geladenen Atomkernen mit einem „Gas“ von frei beweglichen Valenzelektronen. Diese (Valenz-)Elektronen sind nicht an ein bestimmtes Atom gebunden und können sich stattdessen frei durch die gesamte Metallstruktur bewegen.

Das Elektronengasmodell bietet ein grundlegendes Verständnis der einzigartigen physikalischen und chemischen Eigenschaften von Metallen. Es betont die freie Bewegung von Valenzelektronen innerhalb der Metallstruktur und erklärt, warum Metalle gute elektrische und thermische Leiter sind, formbar sind und einen metallischen Glanz haben. Komplexere Modelle wie das Bandmodell berücksichtigen zusätzliche Details, dies ist für uns jedoch nicht notwendig.

Eigenschaften, die durch das Elektronengasmodell (vereinfacht) erklärt werden

• Elektrische Leitfähigkeit: Die freien Elektronen in Metallen ermöglichen den Transport von elektrischem Strom. Wenn eine Spannung angelegt wird, fließen die Elektronen in eine Richtung und leiten den Strom.

• Thermische Leitfähigkeit: Wenn die Temperatur in einem Metall erhöht wird, beginnen die Atomkerne sich stärker zu bewegen. Dabei stoßen sie mit den frei beweglichen Elektronen, die im Elektronengas vorhanden sind, zusammen. Diese Zusammenstöße führen dazu, dass sich auch die Elektronen stärker bewegen. Die Energie dieser Bewegung wird durch das Elektronengas auf die benachbarten Atomkerne übertragen, und so breitet sich die erhöhte Bewegung allmählich im gesamten Metallgitter aus. Diese verstärkte Teilchenbewegung führt zu einer Erhöhung der Temperatur, die wir als Wärme wahrnehmen. (Mehr dazu später) Link: Animation der thermischen Leitfähigkeit auf LEIFI Physik

• Metallischer Glanz: Metalle reflektieren Licht, was ihnen ihren charakteristischen Glanz verleiht. Dies liegt an der Wechselwirkung des Lichts mit den freien Elektronen.

• Verformbarkeit: Wenn auf ein Metall Druck ausgeübt wird, rücken die positiv geladenen Atomkerne näher zusammen. Sie würden sich normalerweise gegenseitig abstoßen, da sie dieselbe positive Ladung haben. Doch das Elektronengas, das zwischen den Atomkernen vorhanden ist, hält sie weiterhin zusammen. Es wirkt wie eine verbindende Kraft, die verhindert, dass die Atomkerne sich trotz ihrer Nähe voneinander entfernen. (Mehr dazu später)

• Metallbindung: Die Anziehung zwischen den positiv geladenen Atomkernen und den frei beweglichen Elektronen erzeugt eine Bindung, die als metallische Bindung bekannt ist, die das Metall zusammenhält. (Mehr dazu später)

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

80 % aller Elemente im Periodensystem der Elemente (PSE) sind Metalle. Metalle sind Elemente mit metallischen Eigenschaften (hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, Glanz, Härte, Duktilität und die Fähigkeit zur Bildung metallischer Bindungen). Metalle stehen links von den Halbmetallen und Nichtmetallen im PSE (Ausnahme H Wasserstoff).

Rechts im PSE stehen die Nichtmetalle. Die Nichtmetalle haben nicht die metallischen Eigenschaften (einzelne metallische Eigenschaften können vorkommen).

Zwischen den Metallen und Nichtmetallen gibt es Halbmetalle. Die Halbmetalle haben Eigenschaften zwischen den Metallen und Nichtmetallen. Sie sind z.B. nicht so gute elektrische Leiter wie Metalle, aber auch nicht so schlechte elektrische Leiter wie Nichtmetalle.

Verbindung von Atomen

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  Metallbindung

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  Ionenbindung

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  Atombindung/Kovalente Bindung/Elektronenpaarbindung

Alle Atome wollen eine möglichst volle äußerste Schale besitzen. Metalle besitzen wenige Elektronen auf ihrer äußersten Schale. Die Abgabe der Elektronen auf der äußersten Schale ist leichter als das Auffüllen. Daher geben Metalle Valenzelektronen ab (Valenzelektronen sind Elektronen auf der äußersten Schale).

Der Zusammenschluss zwischen Metallen und Nichtmetallen führt zu drei möglichen Kombinationen von Bindungen:

• Verbindung von Metallatom mit Nichtmetallatom - Ionenbindung: Da die Elektronen vom Metall zum Nichtmetall übertragen werden, gibt es keine freien Elektronen. Ein bekanntes Beispiel ist Korund (Al₂O₃; Aluminium als Metall und Sauerstoff als Nichtmetall) oder Kochsalz (NaCl; Natrium als Metall mit Chlor als Nichtmetall).

• Verbindung von Nichtmetallatom mit Nichtmetallatom - Atombindung (auch kovalente oder Elektronenpaar Bindung genannt): Bei dieser Bindung teilen sich zwei Nichtmetallatome die Elektronen, wodurch kaum freie Elektronen vorhanden sind. Diamant (C) ist ein Beispiel für diese Art der Bindung. Bekannte Beispiele sind: Wasser (H₂O; Wasserstoff und Sauerstoff), Methan (CH_4; Kohlenstoff und Wasserstoff), aber auch Kunststoffe.

• Metallatom mit Metallatom - Metallbindung: Wenn sich zwei Metallatome verbinden, bilden sie eine Metallbindung, wobei die Valenzelektronen frei zwischen den Atomen beweglich sind. Dies verleiht Metallen ihre charakteristischen Eigenschaften. Alle Metalle sind Beispiele für diese Art der Bindung.

Diese Erkenntnisse bilden das Grundgerüst für das Verständnis der chemischen Bindungen und der Eigenschaften von Materialien und sind somit zentral für die Chemie und die Materialwissenschaft.

Metallbindung

Kristalliner Aufbau

Kristallin und Amorph Aufbau in 2D

Metalle bilden als Metallbindung (Metallatom mit Metallatom) häufig regelmäßige, periodisch wiederkehrende Atomanordnungen. Stoffe mit regelmäßig angeordneten Atomen nennt man kristallin. Metallbindungen sind demnach kristallin. Das Gegenteil von kristallin ist amorph. Amorphe Stoffe haben nicht regelmäßig angeordnete Atome.

Regelmäßige Anordnung durch Anziehung und Abstoßung

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  Anziehung und Abstoßung der Metallatome in 2D

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  Abstand Metallatome bei Anziehung=Abstoßung in 2D

Atome in Metallbindungen ordnen sich regelmäßig an. Da sich in der Chemie gegensätze anziehen und gleiches abstößt kann man sich die Metallionen (+) umgeben von der Elektronenhülle (-) im Gitter mit den Valenzelektronen (-) vorstellen.

Die positiven Metallionen werden von den den negativen Valenzelektronen angezogen. Die Metallionen (+) nähern sich anderen Metallionen (+), dabei wird die Abstoßung umso stärker, umso näher sie sich kommen.

Es wirken also anziehende Kräfte und abstoßende Kräfte, gemeinsam bilden diese beiden Kräfte die resultierende Kraft.

Die Anziehung und Abstoßung gleichen sich an einem bestimmten Abstand aus. Die Anziehung und Abstoßung sind an diesem Abstand also gleich groß. Dies ist der Abstand der Atome.

Abstand der Atome bei Metallbindungen

Anziehung und Abstoßung in Metallgittern als Graph