Metalle machen etwa 80 % aller bekannten Elemente aus und sind aus unserem Alltag nicht wegzudenken: Eisenbrücken, Kupferdrähte, Aluminiumfolie, Goldschmuck, Titanschrauben im Knochen. Alle diese Anwendungen nutzen die besonderen Eigenschaften der Metalle, die sich direkt aus ihrem inneren Aufbau ergeben.
Meist hohe Schmelzpunkte (Ausnahme: Hg flüssig bei RT, Ga ≥29°C)
Wolfram: 3422°C (höchster Schmelzpunkt)
2. Das Elektronengasmodell – warum Metalle so sind wie sie sind
Die besonderen Eigenschaften der Metalle erklären sich durch den Aufbau des Metallgitters:
Metallbindung / Elektronengasmodell: In einem Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen an einen gemeinsamen "Pool" ab. Die positiv geladenen Metallrumpfe (Atomkerne + innere Elektronen) sind in einem regelmäßigen Gitter angeordnet. Die Valenzelektronen bewegen sich frei durch das gesamte Gitter („Elektronengas“ oder „Elektronenwolke“). Die elektrostatische Anziehung zwischen positiven Metallrümpfen und dem negativen Elektronengas hält das Gitter zusammen.
Abb. 3.6a: Elektronengasmodell. Positive Metallrümpfe (M⁺) im Gitter; Valenzelektronen (blau) frei beweglich durch das gesamte Gitter. Das freie Elektronengas erklärt elektrische und Wärmeleitfähigkeit sowie Verformbarkeit (Gitter verschiebt sich ohne Bindungsbruch, da Elektronen überall vorhanden sind).
Wie das Elektronengasmodell die Eigenschaften erklärt:
Elektrische Leitfähigkeit: Freie Elektronen bewegen sich unter Spannung in eine Richtung → Stromfluss
Wärmeleitfähigkeit: Freie Elektronen transportieren kinetische Energie (Wärme) durch das Gitter
Verformbarkeit: Metallrümpfe können gegeneinander verschoben werden; das Elektronengas bleibt dabei erhalten (kein Bindungsbruch wie bei Ionengitter)
Metallglanz: Freie Elektronen können Licht aller Wellenlängen absorbieren und neu emittieren → Reflexion → Glanz
3. Edle und unedle Metalle – Reaktivität im Vergleich
Metalle sind sehr unterschiedlich reaktiv. Die Affinität zu Sauerstoff (Neigung zur Oxidation) variiert stark:
Metall
Reaktivität
Reaktion mit O₂
In der Natur
Kalium, Natrium (Alkalimetalle)
Sehr hoch (unedel)
Reagieren sofort mit Luft und Wasser, brennen heftig
Nur als Verbindung (NaCl, KOH usw.)
Magnesium, Aluminium
Hoch (unedel)
Mg: verbrennt brillant. Al: bildet dünne Oxidschicht (Passivierung)
Als Verbindung; Al₂O₃ sehr stabil
Zink, Eisen
Mittel
Reagieren langsam mit O₂ (Rosten); bei Wärme schneller
Als Sulfide, Oxide, Carbonate
Kupfer
Gering
Reagiert langsam; bildet Cu₂O (rötlich) dann CuO (schwarz) dann Grünspan CuCO₃
Teilweise gediegen (reines Kupfer) gefunden
Silber
Sehr gering (edel)
Reagiert mit Schwefel (Anlaufen = Ag₂S), kaum mit O₂
Gediegen und als Sulfid (Argentit AgS)
Gold, Platin
Extrem gering (Edelmetall)
Reagiert praktisch gar nicht; löst sich nur in Königswasser
Fast immer gediegen (reines Metall) gefunden
4. Redoxreaktionen – Oxidation und Reduktion
Oxidation: Abgabe von Elektronen (oder: Reaktion mit Sauerstoff = Sauerstoffaufnahme). Reduktion: Aufnahme von Elektronen (oder: Abgabe von Sauerstoff). Redoxreaktion: Gleichzeitig ablaufende Oxidation UND Reduktion. Elektronen werden vom Reduktionsmittel auf das Oxidationsmittel übertragen.
🟢 Merkhilfe: OIL RIG Oxidation Is Loss (of electrons) Reduktion Is Gain (of electrons)
Klassisches Beispiel: Gewinnung von Eisen aus Eisenoxid im Hochofen:
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
Fe³⁺ wird zu Fe⁰ reduziert (Aufnahme von Elektronen, Sauerstoff wird abgegeben)
CO wird zu CO₂ oxidiert (Sauerstoff wird aufgenommen)
CO ist das Reduktionsmittel (wird selbst oxidiert)
Fe₂O₃ ist das Oxidationsmittel (wird selbst reduziert)
🔬 Experiment: Reduktion von Kupferoxid mit Kohlenstoff
1Gemisch aus CuO (schwarz) und C-Pulver in Reagenzglas geben (2:1 Gewichtsverhältnis)
2Stark erhitzen (Bunsenbrennerflamme, 5 Minuten)
3Beobachten: schwarzes Gemisch wird rötlich-braun (Cu entsteht!)
4Kalkwasserprobe am entweichenden Gas → CO₂ nachweisen
Auswertung: CuO (Oxidationsmittel) gibt O an C ab → wird zu Cu reduziert. C (Reduktionsmittel) nimmt O auf → wird zu CO₂ oxidiert.
5. Metallgewinnung und Recycling
Die meisten Metalle kommen in der Natur nicht gediegen (als reines Metall) vor, sondern als Verbindungen in Erzen. Erze sind Gesteine die einen verwertbaren Metallgehalt haben.
Recycling: 95% Energieeinsparung! Preis erst günstig seit 1886
Kupfer (Cu)
Chalcopyrit (CuFeS₂), Malachit
Schmelzen + elektrochemische Raffination
Bester elektrischer Leiter nach Silber; Kabel, Elektronik
Titan (Ti)
Ilmenit (FeTiO₃), Rutil (TiO₂)
Kroll-Prozess (aufwendig, teuer)
Leicht + stark + biokompatibel → Medizin, Luftfahrt
ℹ️ Aluminium-Recycling: ein Klimabeispiel
Aluminium aus Bauxit: ~15 kWh pro kg Al (Schmelzflusselektrolyse bei 960°C). Aluminium recyceln: nur ~0,75 kWh pro kg = 95% weniger Energie! Eine einzige Aluminiumdose: Energie für 3h TV. Recyclingquote Alu in DE: ~95%. Deutschland spart so ~5 Mrd. kWh/Jahr Energie durch Al-Recycling allein. Eisen: 75% Energieeinsparung durch Recycling. Kupfer: 85%.
6. Übungen und Tests
🧠 Multiple Choice – 12 Fragen zu Metallen
1Was ist das Elektronengasmodell?
2Warum lassen sich Metalle verformen ohne zu zerbrechen?
3Was ist Reduktion in einer Redoxreaktion?
4Wie wird Eisen im Hochofen gewonnen?
5Welches Metall ist am reaktivsten?
6Was ist ein Erz?
7Warum leiten Metalle elektrischen Strom gut?
8Was ist eine Legierung?
9Welches Metall bildet eine schützende Oxidschicht (Passivierung)?
10Wie viel Energie spart Aluminium-Recycling gegenüber Neuproduktion?
11Was ist Grünspan und wie entsteht er?
12Was sind Edelmetalle?
🔗 Zuordnung: Metall und seine Eigenschaft
Klicke erst links, dann rechts zum Zuordnen.
Elektrische Leitfähigkeit
Verformbarkeit
Metallglanz
Hoher Schmelzpunkt
Oxidation (Redox)
Reduktion (Redox)
Hochofen
Passivierung
Freie Elektronen wandern unter Spannung → Ladungstransport
Gewinnung von Roheisen: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
Schutzoxidschicht (z.B. Al₂O₃ bei Aluminium) verhindert weitere Korrosion
Aufnahme von Elektronen; Sauerstoffabgabe
Starke Bindung Metallrümpfe ↔ Elektronengas muss überwunden werden
Freie Elektronen absorbieren/emittieren Licht aller Wellenlängen
Abgabe von Elektronen; Sauerstoffaufnahme
Metallrümpfe gleiten im Elektronengas ohne Bindungsbruch
✅✗ Wahr oder Falsch: Metalle
Alle Metalle sind bei Raumtemperatur fest.
Im Elektronengasmodell sind die Elektronen an bestimmte Atome gebunden.
Gold korrodiert in feuchter Luft.
Beim Recycling von Aluminium wird ca. 95% Energie gegenüber der Neuproduktion gespart.
Eine Redoxreaktion enthält immer gleichzeitig eine Oxidation und eine Reduktion.
⏰ Countdown-Quiz: Metalle (25 Sek./Frage)
25
🕑 Flashcards: Metalle
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ch36ft
1. Erkläre das Elektronengasmodell und wie es folgende Eigenschaften von Metallen erklärt: (a) elektrische Leitfähigkeit, (b) Verformbarkeit, (c) Metallglanz. (6 Punkte)
Maximalpunktzahl: 6 Punkte
✎ Musterlösung: (a) Leitfähigkeit: Freie Elektronen im Elektronengas bewegen sich unter elektrischer Spannung gerichtet von – nach + → Elektronen transportieren Ladung → Strom fließt. (b) Verformbarkeit: Metallrümpfe können gegeneinander verschoben werden (Schichten gleiten). Das Elektronengas ist überall vorhanden → füllt neue Positionen → keine Bindungsbrüche wie im Ionengitter → kein Zerbrechen. (c) Glanz: Freie Elektronen können Licht aller Wellenlängen absorbieren und als Licht gleicher Wellenlänge wieder emittieren → Reflexion des Lichts → metallischer Glanz.
📋 Mini-Klausur: Metalle
Gesamtpunktzahl: 11 Punkte
Aufgabe 1 /5 Punkte
Was ist der Unterschied zwischen einem edlen und einem unedlen Metall? Nenne je zwei Beispiele und erkläre die praktische Bedeutung. (4 Punkte)
Aufgabe 2 /6 Punkte
Erkläre am Beispiel Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ was Oxidation und Reduktion ist. Welcher Stoff ist das Reduktionsmittel? (5 Punkte)
Musterlösungen:
Aufgabe 1 (5 Punkte):
Unedle Metalle: hohe Reaktivität mit O₂ und H₂O; reagieren leicht → Korrosion; Beispiele: Na, Mg, Fe, Zn, Al. Edle Metalle: geringe Reaktivität; reagieren kaum mit Luft oder Wasser; Beispiele: Cu, Ag, Au, Pt. Praktisch: Unedle Metalle brauchen Korrosionsschutz (Verzinken von Eisen = Galvanisierung; Lack; Chrombeschichtung). Edle Metalle für Kontakte, Schmuck, medizinische Implantate wo keine Korrosion tolerierbar.
Aufgabe 2 (6 Punkte):
Fe₂O₃: Eisen(III)-oxid. Fe³⁺ nimmt Elektronen auf → wird zu Fe⁰ reduziert (Reduktion: e⁻-Aufnahme / Sauerstoff-Abgabe). CO: Kohlenmonoxid gibt Elektronen ab → wird zu CO₂ oxidiert (Oxidation: e⁻-Abgabe / Sauerstoff-Aufnahme). CO ist das Reduktionsmittel (reduziert das Eisen, wird selbst oxidiert). Fe₂O₃ ist das Oxidationsmittel. Gesamtreaktion: Redoxreaktion – Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.
📝 Lückentext: Metalle und Redox
Im Elektronengasmodell sind die Valenzelektronen im Metallgitter frei .
Oxidation ist die Abgabe von .
Reduktion ist die von Elektronen.
Aluminium bildet eine (Passivierung) die es vor Korrosion schützt.
Im Hochofen wird Eisenoxid durch (Kohlenmonoxid) reduziert.