Metaalbinding

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Chemische binding
Moleculaire stoffen (intramoleculair)

Moleculaire stoffen (intermoleculair)

Zouten

Metalen

  • Metaalbinding

Covalente netwerken

Theorieën

Eigenschappen

Portaal  Portaalicoon  Scheikunde

Metaalbinding is een vorm van binding tussen atomen van elektropositieve elementen, dus tussen metalen, links in het Periodiek systeem gelegen. Van de metaalatomen in een metaalrooster worden de elektronen in de buitenste schil gemeenschappelijk gesteld. Daar de metalen een kleine elektronegatieve waarde hebben is de aantrekking tussen de atoomkern en de buitenste elektronen gering.

Het gevolg is dat de buitenste elektronen zich tamelijk vrij bewegen kunnen tussen de atomen. Eén voorstelling van metaalbinding is dat het metaal een rooster vormt van positieve metaalionen met daartussen vrije, beweeglijke elektronen. Tussen deze tegengesteld geladen ionen en elektronen heersen sterke elektrische aantrekkingskrachten die het geheel stevig aan elkaar houden. Later onderzoek heeft laten zien dat dit eenvoudige beeld eigenlijk alleen opgaat voor een metaal als cesium. Helemaal 'vrij' worden de elektronen namelijk zelden. Een metaal als cesium benadert dat ideaal nog het meest. In andere metalen blijven de elektronen nog wel de potentiaal van de atomen voelen.

Metaalbinding is een intramoleculaire noch een intermoleculaire kracht. In het metaalrooster zijn namelijk geen moleculen te onderkennen. In feite zou men het gehele kristal als één groot molecuul kunnen beschouwen waarover de bindingselektronen in alle richtingen zodanig gedelocaliseerd zijn dat het niet meer duidelijk is bij welke atomen ze behoren. Delocalisatie is vooral bekend van benzeen, maar geldt ook voor grotere aromatische systemen zoals naftaleen, anthraceen enz. Wanneer we het aantal belendende benzeenringen uitbreiden tot in het oneindige krijgen we grafiet, waar de delocalisatie over een geheel tweedimensionaal vlak verspreid is. Men kan zich een metaal als een driedimensionale versie hiervan voorstellen. Metaalbinding is dus een vorm van sterk gedelocaliseerde covalente binding, zij het in combinatie met elektronendeficiëntie: er zijn vaak veel meer elektronenorbitalen beschikbaar dan er elektronen zijn.

Het sterkst gedelocaliseerd zijn elektronen als zij van huis uit s- of p- elektronen zijn. Voor d- en vooral voor f- elektronen, zoals in de lanthaniden is de delocalisatie heel wat minder sterk en dit verklaart waarom soms deze elektronen zich nog steeds als een ongepaard elektron kunnen gedragen en tot magnetische eigenschappen aanleiding geven.

De sterkte van een metaalbinding wordt bepaald door (zie bindingssterkte):

  • het aantal vrije elektronen
  • de straal van de metaalionen

Eigenschappen[bewerken]

Geleiding[bewerken]

Schematische voorstelling van de metaalbinding van zink

Metalen en metaallegeringen zijn goede geleiders van stroom (koper, tin, ... ), dit komt door de losse binding van de elektronen. Zij zijn vaak ook goede warmtegeleiders, hoewel dat maar gedeeltelijk door de geleidingselektronen komt. Een niet-metaal als diamant is bijvoorbeeld ook een goede warmtegeleider.

Kneedbaarheid[bewerken]

Zuivere metalen zijn tevens goed kneedbaar en bewerkbaar, dit door het type binding. Legeringen zijn vaak een stuk harder. Dit is de reden dat men voor juwelen liever werkt met legeringen van goud dan met zuiver goud.

Geen richtingsvoorkeur[bewerken]

Metalen hebben vaak hoge kookpunten, sommige zoals wolfraam (5828K) zelfs bijzonder hoog, ook dit hangt samen met de sterke metaalbinding. Door de combinatie van grootschalige delocalisatie en een groot tekort aan elektronen is metaalbinding in tegenstelling tot covalente binding niet erg gericht. Er is geen uitgesproken voorkeur voor bepaalde bindingshoeken bijvoorbeeld. Ook in vloeibare vorm, waarin die hoeken sterk kunnen variëren, kan de metaalbinding nog erg groot zijn. Gallium bijvoorbeeld smelt al net boven kamertemparatuur maar het kookpunt is vergelijkbaar met dat van koper. Gesmolten gallium is dus een erg niet-vluchtige vloeistof.

Een interessante uitzondering hierop vormen de metalen van de zinkgroep: Zn, Cd en Hg. Hun elektronconfiguratie eindigt in ns2. De afstand in energie tot de lege np schil wordt steeds groter naar beneden toe in de kolom van het periodiek systeem en daarom begint de configuratie steeds meer op die van helium te lijken en de metaalbinding is niet zo sterk. De elementen van deze groep zijn daarom verrassend vluchtig.

Oplosbaarheid[bewerken]

Metalen zijn niet oplosbaar in water of organische oplosmiddelen, tenzij via chemische reacties. Zij zijn vaak wel in elkaar oplosbaar. Goud bijvoorbeeld lost zelfs bij kamertemperatuur al gemakkelijk op in kwik. Er kunnen dan vaste oplossingen ontstaan die dezelfde structuur hebben als een van de twee metalen. Als zij dezelfde structuur hebben kunnen ze zelfs in alle verhoudingen in elkaar oplosbaar zijn zoals in elektrum Ag en Au. Vaak ontstaan er echter ook materialen met andere structuren, die men als metaalverbindingen zou kunnen betitelen. Daarbij moet echter wel opgemerkt dat de stoichiometrische verhoudingen waarbij dit gebeurt vaak geen simpele gehele getallen omvatten. Dit hangt samen met het feit dat deze stoffen niet moleculair van aard zijn en de 'wet' van Dalton van de vaste verhoudingen er dus niet voor opgaat. Hierdoor verliezen begrippen als zuivere stof goeddeels hun nut en spreekt men beter van fasen.

Modellen omtrent de metaalbinding[bewerken]

  • Elektronenzee-model. In het elektronenzee-model wordt het metaal beschouwd als een 3d rangschikking metaalkationen ondergedompeld in een zee van vrije gedelokaliseerde valentie-elektronen die vrij bewegen door het materiaal. Het geheel wordt samengehouden door de elektrostatische aantrekkingskracht.
  • Molecuulorbitaaltheorie of bandmodel voor metalen