1998 LS 8.1 Metalleigenschaften

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Einleitung

Einleitungsfrage

Metalleigenschaften

Allgemeines

Definition Metall

Elektronengas

Elektronengasmodell in Metallen

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

Eigenschaften, die durch das Modell erklärt werden

1. 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.
2. Thermische Leitfähigkeit: Die frei beweglichen Elektronen übertragen auch Wärme durch das Metall, was zur hohen Wärmeleitfähigkeit von Metallen beiträgt.
3. Metallischer Glanz: Metalle reflektieren Licht bei verschiedenen Frequenzen, was ihnen ihren charakteristischen Glanz verleiht. Dies liegt an der Wechselwirkung des Lichts mit den freien Elektronen.
4. Duktilität: Die frei beweglichen Elektronen ermöglichen es den Atomkernen, sich relativ zueinander zu verschieben, ohne die Bindung zu brechen. Das macht Metalle formbar und dehnbar.
5. 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.

Einschränkungen des Modells

Während das Elektronengasmodell viele der charakteristischen Eigenschaften von Metallen verständlich macht, ist es eine Vereinfachung der Realität. Komplexere Modelle wie das Bandmodell berücksichtigen zusätzliche Details.

Fazit

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.

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

Im Periodensystem der Elemente (PSE) zeichnen sich Elemente nicht nur durch ihre Ordnungszahl, sondern auch durch die Anzahl der Valenzelektronen aus, die in der äußeren Schale kreisen. Auf der linken Seite des PSE finden sich Metalle, die dazu neigen, Elektronen abzugeben. Die rechts im PSE positionierten Elemente verfügen über viele Außenelektronen und neigen dazu, fehlende Elektronenplätze durch die Aufnahme von Elektronen anderer Atome zu ergänzen. Zwischen den Metallen und Nichtmetallen befinden sich die Halbmetalle, sie haben Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen und können somit nicht eingeordnet werden.

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

1. Ionenbindung: Hier verbindet sich ein Metallatom mit einem Nichtmetallatom. Da die Elektronen vom Metall zum Nichtmetall übertragen werden, gibt es keine freien Elektronen. Ein bekanntes Beispiel ist Korund (Al₂O₃) oder Kochsalz (NaCl).
2. Atombindung (auch kovalente 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.
3. 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.

Herstellung

PSE

Physikalische Eigenschaften

Chemische Eigenschaften

Kristallstruktur der Metalle

Allgemeines Unterschied Kristallin/Amorph

Anordnung der Atome untereinander Anziehungskräfte Diagramm

Übung

---H5P Übung---