Metalle Flashcards
Charakteristische Eigenschaften von Metallen
• Metallischer Glanz
• Verformbarkeit
• Wärmeleitfähigkeit
• Bildung von: Kationen
Komplexen
Legierung
Elektrische Leitfähigkeit
Atome nehmen in Kristallstrukturen meist eine „dichteste Kugelpackung“ ein
Metallische Bindung
Metallatome: relativ geringe Ionisierungsenergie und Elektronegativität,
geben Außenelektronen relativ leicht ab
Erklärung mit Molekülorbitaltheorie: „Bändertheorie“
„Bändertheorie“
Metall: sehr viele Orbitale erstrecken sich über gesamten Festkörper
N Atomorbitale -> N Molekülorbitale
N riesig, daher sehr viele, eng beieinanderliegende Energiezustände
„Energieband“
(Gesamtheit der Molekülorbitale)
große Zahl an delokalisierten Orbitalen führt zu
sehr dicht liegenden (praktisch kontinuierlichen) Energieniveaus
Isolator:
Valenzband voll besetzt und durch breite „verbotene Zone“ von
leerem Leitungsband getrennt
Halbleiter:
verbotene Zone schmal genug, um Anregung ins Leitungsband zu
ermöglichen (-> Leitfähigkeitszunahme mit Temperatur!)
„Dotierung“
gezielte Verunreinigung des Halbleiters (Si)
mit Element, das mehr (As) oder weniger (Ga)
Valenzelektronen besitzt
Leitfähigkeit der Metalle:
Valenzband unvollständig gefüllt
-> Valenzband = Leitungsband
Elektronen können sich praktisch frei zwischen freien Orbitalen bewegen
(wegen Delokalisierung der Orbitale somit im Festkörper frei beweglich!)
Temperaturabhängigkeit der metallischen Leitfähigkeit:
Widerstand entsteht durch Kollision der Elektronen mit den Atomen;
nimmt mit zunehmender Schwingung (Temperatur!) der Atome zu
Metallischer Glanz:
Anregung auf höheres Niveau in einem Band durch Licht leicht möglich;
bei Zurückfallen auf niedrigeres Energieniveau: Licht wird abgestrahlt;
Elektronenübergänge dieser Art verantwortlich für metallischen Glanz
Wärmeleitfähigkeit:
Elektronen absorbieren Wärme in Form von kinetischer Energie
und leiten sie schnell in alle Teile des Metalls weiter
Atom- und Ionenradien der Übergangsmetalle
fallende Tendenz innerhalb einer Periode: zunehmende Kernladung,
Einbau der e– in gleiche Schale
„Sprung“, wenn d-Schale voll besetzt (vgl. Cu, Zn / Ag, Cd / Au, Hg)
Ionen mit gleicher Ladung + ähnlichem Radius zeigen z.T. ähnliches Verhalten
Normalpotentiale der Übergangsmetalle
viele Metalle in Säuren löslich (z.T. aber Passivierung!)
• schlechte Reduktionsmittel hingegen: Hg, Münzmetalle (Cu, Ag, Au),
Platinmetalle (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
reduzierende Wirkung („Unedelheit“) nimmt i.a. innerhalb einer Periode
und einer Gruppe mit steigender Ordnungszahl ab!
effektive Kernladung steigt, Atomgröße bleibt weitgehend gleich:
Elektronen werden fester gebunden
Komplexverbindungen
aus Metallion („Zentralatom“), an das mehrere
Moleküle oder Ionen („Liganden“) angelagert (gebunden, „koordiniert“) sind
Metallion:
Lewis-Säure
Liganden:
Lewis-Base
Koordinationszahl:
Anzahl der direkt an
das Zentralatom
gebundenen Atome
Nomenklatur von Komplexen
• Kation wird zuerst genannt
Nomenklatur von Komplexen
• Oxidationsstufe des Metalls wird als römische Ziffer angezeigt
• Liganden im Komplex werden vor Zentralatom genannt, in alphabet. Reihenfolge
• griechisches Zahlwort für Anzahl der Liganden
• einfache anionische Liganden erhalten die Endung –ido (alte Nomenklatur: -o)
neutrale Liganden behalten Namen ohne Endung (Ausnahmen: H2O, NH3, CO, NO)
• wenn Komplex ein Anion ist, erhält er die Nachsilbe –at,
wobei der lateinische Name des Zentralatoms verwendet wird
einzähnige Liganden
können mit Zentralatom nur eine Bindung eingehen
mehrzähnige Liganden:
können mehr als eine Koordinationsstelle einnehmen
Chelat-Komplexe
ringförmige Anlagerung
der Liganden um Zentralatom
Chelatkomplexe zeigen höhere Stabilität:
Wie lassen sich Farben und magnetische Eigenschaften
von Komplexen erklären?
isoliertes Übergangsmetallion:
Außenelektronen in entarteten (energetisch gleichen) d-Orbitalen
• Übergangsmetallion im oktaedrischen Komplex:
Aufspaltung der d-Orbital-Energieniveaus, Entartung aufgehoben
Grund:
unterschiedliche räumliche Orientierung der d-Orbitale führt zu
unterschiedlicher Wechselwirkung mit oktaedrischer Ligandverteilung!
Farbe:
• entsteht durch Absorption eines Wellenlängenteils des sichtbaren Spektrums;
• durchgelassene (transmittierte) Wellenlängen bestimmen Farbeindruck;
• absorbierte und sichtbare Farbe sind „Komplementärfarben“
Ww zwischen Komplexen und sichtbarem Licht
Energie des sichtbaren Lichts (h . )
liegt im Bereich der Aufspaltungsenergie delta o
durch Absorption von Licht bestimmter Wellenlänge (h)
können e– auf höheres Niveau angeregt werden ( t2g eg )!
Nicht-absorbierter Teil des Lichts bestimmt Farbe des Komplexes
Stärke der Aufspaltung delta o
hängt von Art des Liganden ab
„schwache“ Liganden geringe Aufspaltung
„starke“ Liganden starke Aufspaltung
high-spin-Zustand:
maximale Anzahl ungepaarter e– (Spins)
low-spin-Zustand:
minimale Anzahl ungepaarter e– (Spins)
durch Elektronenpaarung in tieferem Orbital
Welche Konfiguration stellt sich ein?
für energetisch günstigste Konfiguration entscheidend:
Energievergleich: Spinpaarung P <-> Aufspaltung delta o
High-spin / Low-spin
durch magnetische Eigenschaften unterscheidbar
Vgl. Ungepaarte Elektronen
Erdalkalimetalle
reaktionsfähige, elektropositive Metalle; starke Reduktionsmittel:
grundsätzlich in Oxidationsstufe +II (Me2+) vorliegend;
Leichtmetalle
„Schrägbeziehung“:
hohe Ähnlichkeit zu
Element in Nachbargruppe
Grund: Zunahme des Radius´ von Periode zu Periode wird
durch Zunahme der Ionenladung kompensiert
(„Carbonathärte“)
„Temporäre Härte“
(„Sulfathärte“):
„Permanente Härte“
Alkalimetalle
Siede- u. Schmelzp., Dichte, Härte noch geringer als bei Erdalkalimetallen;
reaktivste Metalle, stärkste Reduktionsmittel;
grundsätzlich in Oxidationsstufe +I (Me+) vorliegend;
Leichtmetalle, sehr weich
besondere Beziehungen alkalimetalle
Schrägbeziehung Li+ / Mg2+
K+ und NH4+
Solvay-Verfahren
nutzt relative Schwerlöslichkeit von NaHCO3 aus
