Metallbindung und Metalle - Ionenbindung und Salze Flashcards
Physikalische Eigenschaften Metalle
Typische physikalische Eigenschaften der Metalle sind: gute Leitfähigkeit für Strom und Wärme, Verformbarkeit und Metallglanz. Viele Metalle haben hohe Schmelz-und Siedetemperatur, grosse Dichte und hohe Härte
Atombau der Metalle
Metall-Atome haben i. A. Weniger als vier Valenzelektronen und entsprechend kleine Rumpfladungen. Die Ionisierungsenergie sind darum kleiner als bei den Nichtmetallen
chemische Eigenschaften von Metallen
Metall-Atome geben bei der Reaktion mit Nichtmetallen ihre wenigen Valenzelektronen ab und werden so zu positiv geladenen Metall-Ionen
Reaktionsfreudige von Metallen
Metalle reagieren umso besser, je leichter ihre Atome ihr(e) VE abgeben. Die dazu aufzuwendende Ionisierungsenergie ist umso geringer, je kleiner die Rumpfladung und je grösser die Schalenzahl (und damit der Atomradius) ist. Die Alkalimetalle sind die reaktivsten Metalle.
Stellung im PSE des Metall
Metalle stehen im PSE links unter der Linie der Halbmetalle von Bor zu Astat.
Vorkommen der Metalle
Mit Ausnahme von Edel- und Halbedelmetallen kommen die Metalle in der Natur nicht elementar (gediegen) vor.
Einteilung der Medalle
- in Reaktivität:
- nach Dichte:
- nach Atombau:
NACH REAKTIVITÄT:
Edelmetalle, z. B. Au, Ag, Pt. unedle Metalle, z. B. Al, Fe, Zn
NACH DICHTE:
Leichtmetalle (p< 5g/cm(3), z. B. Al, Mg, Na. Schwermetalle (p>5g/cm(3), z. B. Fe, Pb, Mn, Ni
NACH ATOMBAU:
Hauptgruppenmetalle, z. B. Alkali-, Nebengruppenmetalle
Erdalkalimetalle Übergangsmetalle, z. B. Fe, Ni, Cu
Metallgitter
Die Metalle bilden im festen Zustand ein Metallgitter, in dem die Atome sehr dicht gepackt sind (dichteste Kugelpackungen). Die Atomrümpfe werden zusammengehalten von Valenzelektronen, die sich frei zwischen ihnen bewegen.
Metallische Bindung
Die metallische Bindung beruht auf der elektrostatischen Anziehung zwischen den positiven Atomrümpfen und den Elektronen zwischen ihnen. Sie ist umso stärker, je kleiner der Atomradius und je grösser die Zahl der Bindungselektronen (pro Atom) ist.
Eigenschaften und Gitterbau der Metalle
Viele Eigenschaften der Metalle ergeben sich aus dem Bau des Metallgitters:
- die elektrische Leitfähigkeit ist eine Folge der verschiebbaren Elektronen
- die Verformbarkeit ist eine Folge der Verschiebbarkeit der Gitterebenen.
- Eine hohe Härte und hohe Schmelz- und Siedetemperaturen resultieren aus der starken Bindung der Metall-Atome im Metallgitter (starke Gitterkräfte)
Legierungen
Mischt (legiert) man flüssige Metalle, können sie beim Abkühlen getrennt kristallisieren oder Mischkristalle aus mehreren Atomsorten bilden. Viele Metalle lassen sich in variablen Mengen legieren, ihre Legierungen sind Gemische. Einige bilden Verbindungen mit genau definierter Zusammensetzung und speziellen Eigenschaften.
Spaltung der Atomverbände (Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen)
Bei der Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall müssen die Metall-Atome aus dem Metallgitter gelöst und die Nichtmetall-Moleküle in Atome gespalten werden.
Ionenbildung (Nichtmetalle und Metalle)
Die Metall-Atome geben ihre wenigen Valenzelektronen an die Nichtmetall-Atome ab und werden dabei zu positiven Ionen (Kationen). Aus den Nichtmetall-Atomen entstehen durch die Elektronenaufnahme Ionen mit negativer Ladung (Anionen).
Gitterbildung (Metalle und Nichtmetalle)
Die positiven Metall-Kationen und die negativen Nichtmetall-Anionen ziehen sich gegenseitig an und bilden ein Ionengitter, in dem sich jedes Ion mit einer bestimmten Anzahl (Koordinationszahl) entgegengesetzt geladener Ionen umgibt. Durch die Bildung des Ionengitters entstehen Salzkristalle.
Energiebilanz (Metalle und Nichtmetalle)
Die Salzbildung verläuft exotherm, weil die Gitterenergie, die bei der Bildung des Ionengitters frei wird, grösser ist als die Summe aller vorher aufgewendeten Energien. Zu diesen gehören:
- die Sublimationsenergie, um die Metall-Atome aus dem Gitter zu lösen.
- Die Bindungsenergie, um die Moleküle des Nichtmetalls zu spalten, und
- die Ionisierungsenergie, um die Metall-Atome durch Abspaltung der VE zu ionisieren.
Symbol des Ions
In der Formel eines Ions wird das Ladungszeichen rechts oben neben das Symbol des Elements gesetzt. Weicht die Zahl der Ladungen von eins ab, wird sie als arabische Ziffer vor das Ladungszeichen geschrieben, z.B. Na(+), Al(3+), O(2-)
Metall-Ionen
Bei der Reaktion mit einem Nichtmetall geben die Atome der Hauptgruppenmetalle in der Regel alle VE ab. Ihre Ionen besitzen eine Schale weniger als die Atome und die Ladungszahl entspricht der Valenzelektronenzahl und damit damit der Gruppennummer, z. B. Na(+), Ca(2+), Al(3+)
Übergangsmetall-Ionen
Die Atome der meisten Übergangsmetalle können auch Elektronen von der zweitäussersten Schale abgeben und so, je nach Bedingungen und Reaktionspartner, Ionen mit unterschiedlichen Ladungen bilden, z. B. Fe(2+), Fe(3+)
Nichtmetall-Ionen
Die Nichtmetall-Atome ergänzen ihre Valenzschale auf acht, ihre Ionen besitzen Edelgaskonfiguration. Für Nichtmetall-Ionen (ausser H(-) gilt:
Ionenladung = Gruppennummer minus acht, z.B. Cl(-), O(2-), P(3-)
Molekül-Ionen
Ionen können aus mehreren, kovalent gebundenen Atomen bestehen z.B. SO4(2-), NO3(-). Für die Ladung solcher Molekül-Konen gilt:
Ionenladung = Zahl der VE aller Atome -2 x (Zahl der EP des Molekül-Ions)
Ionenradien
Weil die Kationen eine Schale weniger besitzen als die Metall-Atome, sind ihre Radien kleiner als die Atomradien. Bei den Nichtmetallen sind die Ionenradien etwa gleich gross wie die Radien der ungebundenen Atome.
Ionengitter
Weil ihre Ladungen nach allen Seiten wirken, bilden die Ionen dreidimensionale Verbände, die als Ionengitter bezeichnet werden. Die Zahl der Ionen, die sich zu einem Kristall zusammenfinden, ist nicht festgelegt, von den Bedingungen abhängig und immer sehr hoch. Kristalle, die mit blossem Auge erkennbar sind, bestehen aus mindestens 10(18) Ionen.
Gitterkräfte
Die Gitterkräfte im Ionengitter sind umso grösser, je höher die Ladungen der Ionen und je kleiner die Abstände ihrer Zentren sind. Die Abstände sind von den Ionenradien abhängig.
Verhältnisformel (Salzformel)
Salzformeln sind Verhältnisformeln. Die Indices nennen das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter. So ist AlCl(3) die Zahl der Chlorid-Ionen dreimal so gross wie die Zahl der Aluminium-Ionen.
In der Formel eines Salzes steht das Symbol des Kations vor dem des Anions, z. B. NaCl. Die Summe der positiven und der negativen Ladungen (Index x Ladung des Kations + Index x Ladung des Anions) ist null, z. B. Al(2)O(3) : 2 x (3+) + 3 x (2-) = 0
