Versuche zu erklären, ob die Atome im Metall Lithium oder Kalium stärker miteinander verbunden sind.
Elektronengasmodell: Zusammenhalt der positiv geladenen Metallionen im Gitter durch Elektronen zwischen den Ionen.Elektrische Leitfähigkeit der Metalle sinkt beim Erwärmen.Metalle, ob in den Haupt- oder Nebengruppen, besitzen fast immer nur 1 oder 2 Außenelektronen. Durch Abgabe dieser Außenelektronen wird eine stabile Edelgasschale erreicht.
Beispiele:
Wie Salze (Abb. 31.1, Kapitel 31) bilden auch Metalle Gitter. In den Metallgittern sind die Gitterplätze von Metallatomen besetzt, die so viele Elektronen abgegeben haben, dass eine stabile Edelgasschale entsteht. Diese Metallionen tragen dann, entsprechend der Zahl der abgegebenen Elektronen, eine positive Ladung. Die abgegebenen Elektronen sind zwischen den positiv geladenen Metallionen und bewirken wie ein Kitt deren Zusammenhalt (= Bindung). Die Elektronen verweilen nie an bestimmten Plätzen, sondern bewegen sich mit höchster Geschwindigkeit im Metallgitter. Sie bilden ein »Elektronengas«. Es füllt den ganzen Raum zwischen den Metallionen aus.
Diese Art der Bindung nennt man metallische Bindung. Eine Bindung der Atome durch gemeinsame Elektronenpaare ist nicht möglich, wie das Beispiel des Li -Gitters zeigt: ein Li -Atom ist von 14 Li -Atomen umgeben, jedes Li -Atom besitzt aber nur 3 Elektronen.
Im Unterschied zur Ionenbindung werden die abgegebenen Elektronen der Metallatome nicht von anderen Atomen aufgenommen, es entstehen keine negativ geladenen Ionen. Die abgegebenen Elektronen verbleiben als Elektronengas zwischen allen Metallionen. Die Zahl der von einem Metallatom abgegebenen Elektronen entspricht der Wertigkeit des Metalls. In unserem obigen Beispiel ist Natrium einwertig und Beryllium zweiwertig.
Der elektrische Strom im festen Leiter ist ein Fließen (»Strömen«) von Elektronen. Wird ein Draht mit einer Stromquelle verbunden, so wird die regellose Bewegung der Elektronen in eine bestimmte Vorzugsrichtung gebracht, und das Elektronengas bewegt sich als Strom durch das Metall (Abb. 56.2). Im Gegensatz zu der sehr schnellen Eigenbewegung der Elektronen ist die Fortbewegung der Elektronen im Stromkreis sehr langsam (z. B bei Kupfer 0,5 cm pro 1 s). Da sich jedoch alle freien Elektronen des Drahtes gleichzeitig in Bewegung setzen, ist ihre Stoßwirkung sehr hoch. Sie ist so hoch, dass sich die Wirkung des Elektronenstroms ungefähr mit Lichtgeschwindigkeit fortsetzt. (Fließt ein Strom von 1 Ampere, so bewegen sich pro Sekunde 6,25 Trillionen Elektronen durch den Drahtquerschnitt).
Solange der Strom eingeschaltet ist, werden die abfließenden Elektronen ständig durch neue ersetzt. In unserem Versuch wurde der Elektronenbewegung Widerstand entgegengesetzt, weil beim Erhitzen die Metallionen des Eisens in starke Bewegung gerieten. Dadurch stellten sie sich wie ein Hindernis dem Elektronenstrom in den Weg. Auch die gute Wärmeleitfähigkeit der Metalle beruht auf dem »Elektronengas« im Metallgitter.
Der Metallglanz, eine weitere typische Metalleigenschaft, hängt ebenfalls mit den freibeweglichen Elektronen der Metalle zusammen.
Ein Eisendraht (Blumendraht) von 1 m Länge wird spiralig aufgerollt und als Leiter in einen Stromkreis gebracht. Beobachte die Veränderung des Lämpchens (Autoscheinwerfer) beim Erhitzen des Drahtes.
Bringe einen Eisennagel in eine Kupfersulfatlösung, Kupferblech in Eisensulfatlösung, Kupferblech in Silbernitratlösung un einen Zinkstab in Bleinitratlösung (Abb. 56.6 und 56.7)Da Metalle nur aus gleichen Atomen aufgebaut sind, sind die Metallgittertypen einfacher als die der Ionengitter, von denen wir das Kochsalzgitter näher kennengelernt haben. Sie zeichnen sich auch durch eine hohe Symmetrie aus (Abb. 56.4). Da ihre Gitter aus gleichen Bausteinen bestehen, können Metalle durch Ver- schiebungen der Gitterebenen gegeneinander bleibend geformt werden, z. B. beim Walzen. Gold und Silber, die am vollkommensten metallische Eigenschaften verkörpern, lassen sich zu Folien auswalzen.
Magnesium gibt offensichtlich leichter Elektronen an Wasserstoffionen ab als Zink. Diese Tendenz der Elektronenabgabe gilt ganz allgemein. So können Eisenatome an Kupferionen Elektronen abgeben, die dadurch zu elementarem Kupfer reduziert werden (Versuch , Kapitel 38).
| Reduktion: | Cu2+ | + | 2e– |  |
Cu | ||
| Oxidation: | Fe | |
Fe2+ | + | 2e– | ||
| Redoxreaktion: | Cu2+(aq) | + | Fe | |
Cu | + | Fe2+(aq) |
Formuliere die Reaktion zwischen Zink und Bleinitratlösung als Redoxvorgang.Metalleigenschaften: Glanz, Leitfähigkeit für Wärme und Stom, Verformbarkeit.Wegen des Ausbleibens einer Reaktion beim Eintauchen von Kupferblech in Eisensulfatlösung könnte man vermuten, dass Kupfer überhaupt nicht in der Lage ist, Elektronen abzugeben. Dem widerspricht aber die Reaktion zwischen Kupferblech und Silbernitratlösung. Hier wird auf dem Kupferblech elementares Silber abgeschieden; Kupfer geht dabei in Lösung.
| 2Ag+(aq) | + | Cu | H2O | 2Ag ↓ | + | Cu2+(aq) |
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Die Metalle haben ein unterschiedliches Bestreben Elektronen abzugeben, d. h. in den Ionenzustand überzugehen. Entsprechend unterschiedlich ist das Bestreben der Metallionen Elektronen aufzunehmen.
| Me | Oxidation | Me+ | + | e– | |
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| Reduktion | |||||
Ordnen wir die Metalle nach diesem Verhalten, so ergibt sich folgende Reihe:
| K | Ca | Al | Mn | Zn | Fe | Cd | Co | Ni | Sn | Pb | H | Cu | Hg | Ag | Au | |
In dieser Reihe reduziert jedes Metall alle rechts von ihm stehenden Elemente aus ihrem Ionenzustand. Aus naheliegenden Gründen ist der Wasserstoff in die Reihe aufgenommen. Nur mit Metallen, die links von ihm stehen, kann aus Säuren Wasserstoff entwickelt werden. Sie werden unedle Metalle genannt; rechts davon stehen in dieser Reihe die Edelmetalle.
