Warum sind Metalle verformbar und fest bei Raumtemperatur?
Sollte man mit der Metallbindung erklären
2 Antworten
Warum sind Metalle Verformbar? Okay also eigentlich ist das ganze gar nicht so schwer. Metalle bestehen aus sogenannten Atomrümpfen (Metallatome ohne ihre Außenelektronen), die sich in einem Elektronengas (frei bewegliche Elektronen, sie haben also keinen festen Platz sondern können quasi überall herumfliegen) befinden. Dieses Elektronengas schützt die Atomrümpfe voreinander, denn wenn zwei (positiv geladene) Atomrümpfe aufeinander treffen, stoßen sie sich ab und dass Metall geht kaputt. Und genau das verhindert das Elektronengas, weshalb Metalle verformbar sind.
Moin,
bevor ich dir sage, wie man das erklären kann, vorab ein, zwei Worte zur metallischen Bindung. Es gibt zwei Modellvorstellungen, nämlich die "Elektronengas-Hypothese" und die "Energieband-Hypothese".
Nach der Elektronengas-Hypothese verbinden sich Metallatome so, dass positiv geladene Metall-Atomrümpfe relativ festgelegte Positionen in einer Art Raumgitter einnehmen, während sich die Gesamtheit aller Valenzelektronen der beteiligten Metallatome in einer Art Wolke (eiben dem "Elektronengas") zwischen den Metall-Atomrümpfen relativ frei beweglich aufhalten und den ganzen "Laden" zusammenhalten, weil sich die positiv geladenen Atomrümpfe und die negativ geladene Elektronenwolke gegenseitig anziehen.
Nach der Bänder-Hypothese erfolgt die Bindung zwischen Metallatomen folgendermaßen: Wenn sich zwei (Metall-)Atome einander stark annähern, beinflussen sich die Räume, in denen sich die Valenzelektronen (Außenelektronen) der Atome befinden, gegenseitig. Vereinfacht gesagt: sie werden kombiniert und bilden neue Räume. Dabei entsteht pro doppeltem Einzelraum in den vereinzelten Metallatomen ein neuer Raum, der energetisch günsttiger liegt als die beiden Räume der ursprünglich vorliegenden Einzelatome. Der andere neue Raum ist energetisch ungünstiger. Weil die Valenzelektronen der angenäherten Metallatome im Grunde vergleichbare Energiestufen darstellen, werden die Stufen auf diese Weise aufgespalten und die Elektronen auf die neu geschaffenen Räume verteilt, wobei zunächst die energetisch günstigeren Räume doppelt mit Elektronen besetzt werden. Dabei binden sich die beiden Atomrümpfe aneinander. Wenn nun aber nicht nur zwei Atome beteiligt sind, sondern viele, dann entstehen entsprechend viele neue Räume, die jeweils einmal energetisch günstiger, einmal ungünstiger liegen. Aber weil es so viele gegenseitige Beeinflussungen gibt, entsteht im Grunde eine Energiestufenleiter mit so minimalen Unterschieden, dass man ab einer gewissen Größe eher von einem "Energieband" als von klar voneinander unterscheidbaren Energiestufensprossen sprechen kann. Innerhalb dieses Energiebandes können sich die Elektronen dann relativ frei bewegen, weil die Unterschiede zwischen den Energiestufen praktisch nicht mehr wirklich vorhanden sind.
Aber egal, welche Hypothese du zur Erklärung der metallischen Bindung bevorzugst, beide haben gewisse Kernpunkte gemeinsam: In beiden Hypothesen existieren relativ frei bewegliche Elektronen (in Form einer ausgedehnten, delokalisierten Elektronenwolke). In beiden Hypothesen kommen positiv geladene Metall-Atomrümpfe vor, die durch das Wirken der frei beweglichen Elektronen zusammengehalten werden.
Mit diesen Vorstellungen kannst du nun einige der typischen Metalleigenschaften erklären.
1) Duktilität (Verformbarkeit)
Im Prinzip kannst du dir Metalle als Riesenmoleküle vorstellen, die eine "kristalline" Struktur haben, denn die positiv geladenen Metall-Atomrümpfe nehmen relativ feste Gitterpositionen ein. Das kennt man im Grunde von Ionenkristallen. Aber im Unterschied zu Ionenkristallen, in denen es postiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen gibt, die sich gegenseitig anziehen und so ein kristallines Ionengitter bilden, gibt es im Metall-Riesenmolekül nur die positiv geladenen Atomrümpfe, die von den delokalisierten (nicht an einen Ort festgelegten) Elektronen zusammengehalten werden. Wenn in einem Ionengitter die Ebenen gegeneinder verschoben werden, kommt es zur Aneinanderlagerung gleicher Ladungsträger (Anion an Anion und Kation an Kation). Und weil sich gleich geladene Ladungsträger voneinder abstoßen, zerbricht das Ionenkristallgitter (Salze sind spröde!). Beim Metall gleiten die Atomrümpfe dagegen aneinander vorbei und werden weiterhin von den delokalisierten Elektronen aneinander gebunden. Die Metallrümpfe "schwimmen" quasi in einem Elektronenmeer. Darum sind Metalle verformbar, während Ionenverbindungen spröde sind und bei mechanischer Krafteinwirkung zerbrechen.
2) Aggregatzustand
Das ist eigentlich leicht zu verstehen. Metallatome finden sich wie gesagt zu "Riesenmolekülen" zusammen, in denen positiv geladene Atomrümpfe von den delokalisierten Elektronen zusammengehalten werden. Das heißt, hier wirkt einerseits eine ziemlich stabile Anziehungskraft zwischen ungleich geladenen Ladungsträgern, andererseits sind enorm viele Atome daran beteiligt. Dadurch haben die Riesenmoleküle ein große Gesamtmasse. Es liegt auf der Hand, dass man mehr Energie benötigt, um ein schweres Riesenmolekül so stark in Bewegung zu bringen, dass ein Stoff, der aus so schweren Teilchen besteht, einen flüssigen (oder gar gasförmigen) Aggregatzustand einnimmt. Dazu reichen Temperaturen um 20 - 25°C (Raumtemperatur) bei weitem nicht aus. Trotzdem muss ich darauf hinweisen, dass Quecksilber bei Raumtemperatur flüssig ist. Aber das ist ein anderes Problem...
Weiter im Kommentar...
Du kannst außer der Verformbarkeit und dem festen Aggregatzustand bei Raumtemperatur auch noch die anderen typischen Eigenschaften von Metallen mit Hilfe der metallischen Bindung erklären...
3) Elektrische Leitfähigkeit
Damit ein Strom fließen kann, benötigt man bewegliche Ladungsträger. Na, und nach beiden Vorstellungen zur metallischen Bindung sind diese beweglichen Ladungsträger in Metallen massenhaft vorhanden: nämlich die frei beweglichen Elektronen in der delokalisierten Elektronenwolke.
4) Wärmeleitfähigkeit
Frei bewegliche Elektronen haben nicht nur die Eigenschaft, elektrischen Strom transportieren zu können, sie können auch Wärme transportieren (Wiedemann-Franzsches Gesetz). Also ist auch klar, warum Metalle nicht nur gute Strom-, sondern auch gute Wärmeleiter sind.
5) Metallischer Glanz
Um dies zu verstehen, muss man wissen, dass ausgedehnte delokalisierte Elektronensysteme eng mit Farbe und anderen elektromagnetischen Strahlungsphänomenen zu tun haben. Ich will dich hier nicht überfordern (zumal es nicht zu deiner Frage gehört), darum an dieser Stelle nur so viel: Delokalisierte Elektronensysteme werden durch elektromagnetische Strahlung (unter anderem durch Licht) angeregt. Dabei nehmen sie bestimmte Energien auf und reflektieren den Rest. Entscheidend ist für dich, dass ausgedehnte Elektronenwolken Licht reflektieren. Dadurch kommt es bei glatten Oberflächen aus Metall zu Lichtspiegelungen, also zum Glanz.
So, ich hoffe du kannst damit etwas anfangen. LG von der Waterkant.