Metalle - Entdeckung, Eigenschaften, atomare Struktur
| 1. | Einleitung |
Der Historiker Arnold Toynbee bemerkte zur Erfindung der Metallurgie:
„Sie hat die Menschheit auf eine neue Stufe gehoben, aber der Preis war einerseits die Arbeitsteilung, andererseits der allmähliche Verbrauch eines Rohmaterials, das knapp und unersetzlich ist ... Die Geschichte der Metallverarbeitung ist die Geschichte eines unaufhörlichen Schürfens nach jungfräulichen Erzvorkommen, um neue Quellen für die zu finden, die schon erschlossen und erschöpft sind.“
Wenn eine Gruppe von chemischen Elementen in der industriellen Verarbeitung es vermag die „Menschheit auf eine neue Stufe“ zu heben, ist es bestimmt interessant zu erfahren, warum dies der Fall war und vielleicht immer noch ist.
Neben einem Ausflug in die Geschichte der Metalle, werde ich im Folgenden besonders auf die chemisch-physikalischen Aspekte der Metalle eingehen und dabei auf Eigenschaften der Metalle, wie zum Beispiel die elektrische Leitfähigkeit oder die Verformbarkeit einiger Metalle eingehen, die sich hervorragend aus den atomaren Strukturen der Metalle herleiten.
Auf diese atomaren Strukturen werde ich ganz detailliert eingehen.
| 2. | Geschichte der Metalle |
| 2. 1. | Erste Entdeckung |
Wir schreiben das Jahr 7000 v. Chr. Schauplatz ist der Vordere Orient.
Eine Menschengruppe sitzt nachts an einem Holzfeuer um sich zu wärmen und um das inzwischen gegrillte, in eine Falle geratenes Reh zu verspeisen.
Doch plötzlich zeigt ein kleines Mädchen entzückt auf das Lagerfeuer.
Nachdem die Eltern zuerst die Gesten des Kindes ignorierten schauen sie sich das Feuer doch genauer an.
Doch was ist das? Aus der Asche blitzen kleine, metallisch glänzende Tropfen hervor.
Ein paar Stunden vorher hatten an dieser Stelle noch grüne und blaue Schmucksteine gelegen.
Ob diese Steine zufällig oder absichtlich ins Feuer gerieten ist bis heute unbekannt und wird mit an Sicherheit grenzende Wahrscheinlichkeit auch nicht mehr geklärt werden.
Dieser ungewöhnliche Fund, auf den die damalige Menschengruppe wahrscheinlich erstaunt oder sogar erschrocken reagierte, war, was diese Menschen damals noch nicht wussten, die Entdeckung der Metalle.
Das kleine Kind hatte die Kupfererze Malachit und Azurit entdeckt.
Eine Entdeckung, die die Welt in vielerlei Hinsicht verändern sollte.
| 2. 2. | Ursprung im Orient |
Die Metamorphose vom Gestein zu einem neuen, glänzenden und leicht verformbaren Rohstoff, dem Metall, in diesem Fall dem Kupfer, blieb in ihren chemischen Zusammenhängen und Abläufen über Jahrtausende hinweg unerklärlich und geheimnisvoll.
Trotzdem war ein neues Zeitalter angebrochen, das Metallzeitalter.
Das Metallzeitalter ist eine zusammenfassende Bezeichnung für die Kupfer-, Bronze- und Eisenzeit.
Das Metallzeitalter dauert nun bis heute, seit etwa 8000 Jahren, an. Warum genau 8000 Jahre? Weil die bisher frühesten Nachweise einer in ihren Abläufen gesteuerten Kupfergewinnung aus der Zeit um 6000 v. Chr. stammen. Solche Nachweise sind zum Beispiel in den Städten Çatal Hüyük in der Türkei und Yarim Tepe im Irak gefunden worden.
Zu diesem Zeitpunkt waren aber bereits in Mesopotamien, Anatolien und Südosteuropa kleine Schmuckstücke aus Kupfererz oder auch aus gediegenem Kupfer seit längerem bekannt. Es ist daher mit einiger Sicherheit nachgewiesen, dass in diesen Regionen im Vorderen Orient der Ursprung der eurasischen Metallurgie zu finden ist.
Alle Funde zeigen, dass man über lange Zeiträume hinweg mit den neuen Werkstoffen experimentierte und nur sehr langsam materialgerechte Technologien entwickelte.
Von einer entwickelten Metallurgie mit einer systematischen Erzgewinnnung und Erzverarbeitung war man zunächst noch weit entfernt. Trotzdem wurden bereits ab etwa 4000 v. Chr. einzelne Metallobjekte oder Halbfertigprodukte gehandelt, sogar bis ins südliche Mitteleuropa, wo man 1985 in der jungsteinzeitlichen Ufersiedlung Hornstaad am Bodensee eine Kupferscheibe fand, die sicher in die Zeit um 4000 v. Chr. fällt und ursprünglich aus Ost- oder Südosteuropa stammt.
Auch in unserer Gegend folgte einem ersten Kontakt mit dem neuen Material und einer so genannten Initialphase, begünstigt durch das aus dem Vorderen Orient stammende Wissen - auch oft als „Technologietransfer aus dem Südosten nach Mitteleuropa“ bezeichnet -, schließlich die Perfektionierung der Techniken gemäß den örtlichen Gegebenheiten. Dies gilt für das Kupfer ebenso wie für das Eisen, das ab etwa 4800 v. Chr. im Orient genutzt und um 1350 v. Chr. nördlich der Alpen bekannt wurde. Es war daher ein geographisch und chronologisch langer Weg von der „Entdeckung“ des Kupfers in der Asche des Holzfeuers, das vor 9000 Jahren irgendwo im Vorderen Orient brannte, über die Entwicklung der Zinnbronze, aus der in Mittel- und Nordeuropa vor 3500 Jahren in großen Mengen Waffen, Schmuck und Werkzeuge gegossen wurden, bis zur Produktion von Waffen und sonstigen Gütern des täglichen Bedarfs aus Eisenerzen ab etwa 700 v. Chr.
Dieser Weg war geprägt von technologischen Neuerungen, von sozialen, kulturellen, ökonomischen und ökologischen Veränderungen, die bis in die Moderne nachwirken.
| 2. 3. | Erste Bergbaugebiete und die damit verbundenen aufwändigen Techniken |
Die metallischen Elemente Kupfer (Cu), Zinn (Sn) und Eisen (Fe) sind nur mit sehr geringen Anteilen am Aufbau der Erdkruste beteiligt. Obwohl es in der Natur gelegentlich kleine Vorkommen mit reinen Metallen gibt, war und ist der Mensch darauf angewiesen, Plätze zu finden, die metallhaltige Minerale in größeren Mengen und in zugänglicher Lage aufweisen. An diesen Stellen begann der Bergbau, zuerst oberflächennah, dann auch unter Tage. Immerhin 8m breite, 100m lange und bis zu 20m tiefe Abbauspuren, die in die 2. Hälfte des 5. Jahrtausends v. Chr. datieren, sind im bulgarischen Aibunar nachgewiesen.
Der Abbau des Erzes ist aber nur ein erster Schritt im Produktionsablauf vom Gestein zum metallischen Endprodukt. Alle Bemühungen des Menschen, aus solchen Lagerstätten das Erz abzubauen, aufzubereiten, zu verhütten und zu reinigen, lassen sich unter dem Begriff der Anreicherung zusammenfassen.
Die hochwertigen, aber seltenen Erze Malachit und Azurit enthalten lediglich 50 bis 60% Kupfer; man kann sie schleifen, polieren oder durchbohren, aber nicht schmelzen oder gießen. Erst wenn die übrigen Elemente durch mechanische, physikalische und chemische Vorgänge entfernt sind (Anreicherung) und das Kupfer, das im Erz nur in oxidierter Form (Salze aus Metallionen und Sulfid- oder Carbonatgruppen) vorliegt, reduziert ist, kann es geschmolzen, gegossen und auch mit anderen Metallen legiert werden. Für die Verhüttung von Malachit genügt eine Temperatur von 800 bis 1000 ºC, die in fast jedem Lagerfeuer zu erreichen ist, für die Verarbeitung von Kupferkies und die Gewinnung von Eisen sind aber mindestens 1200 ºC über viele Stunden hinweg notwendig.
Der Arbeits- und Materialaufwand für die Erzverhüttung war enorm.
Es lässt sich aber abschätzen, dass in Aibunar aus einem Fördervolumen von bis zu 30000t Gestein bis zu 3000t Kupfererz gewonnen und daraus rund 500 bis 1000t Kupfer produziert werden konnten.
Mit einer Jahresproduktion von etwa 10t Kupfer hat das Bergwerk im österreichischen Mitterberg während der Bronzezeit vermutlich den Gesamtbedarf in Mitteleuropa abgedeckt.
Für Eisen lassen sich aufgrund archäologischer Ausgrabungen in Polen ähnliche Modellrechnungen für die Zeit zwischen 100 v. Chr. bis 400 n. Chr. aufstellen.
Im Heiligkreuzgebirge hat man zahlreiche Verhüttungszentren mit jeweils über 100 so genannten Rennöfen zur Gewinnung von schmiedbarem Eisen nachgewiesen. Jedes dieser Zentren hat nach Schätzungen etwa 19t Erz und über 20t Holzkohle verbraucht und dabei fast 2t Eisen produziert; die Öfen konnten nur einmal benutzt werden und waren am Ende eines Verhüttungsprozesses irreparabel verschlackt. Aus der Anzahl der bekannten Eisenzentren dieser Zeit im Heiligkreuzgebirge hat man eine Gesamtproduktion zwischen 3800 und 5400t Eisen, also rund 11t pro Jahr abgeleitet.
| 2. 4. | Metall als entscheidender Faktor für die Veränderung der Welt |
Da die Produktion von Metall außerordentlich aufwändig war, rentierte sie sich nur, wenn sie mit gut organisiertem Handel in großem Stil verbunden war.
Als Vorbedingung für die Nutzung von Metallen gilt aber, dass eine Gesellschaft bereits in einem solch hohen Maße strukturiert sein musste, damit ein Bedarf an Metallwaren überhaupt entstehen konnte.
Logischerweise haben reine „Jäger-und-Sammler-Kulturen“ mit einer für sie typischen Gesellschaftsstruktur, die absolut auf Gleichheit aller Gesellschaftsmitglieder beruhte, fast nie die reichen Erzvorkommen in ihrem Umfeld genutzt.
Erst das Sesshaftwerden des Menschen im Verlaufe der neolithischen Revolution (Neolithikum [griech.] = Jungsteinzeit), mit der Entstehung dauerhafter Siedlungen und dem Aufkommen der für die Jungsteinzeit kennzeichnenden Wirtschaftsform der Landwirtschaft hatten eine hierarchisch gegliederte Sozialstruktur zur Folge.
Neolithische Gesellschaften entwickelten daher schnell einen Bedarf an Prestigegütern und Machtsymbolen, wofür Metallobjekte bestens geeignet waren. Metall hat aber nicht nur das soziale Zusammenleben von Menschen geändert, sondern auch Begehrlichkeiten geweckt und damit neue Märkte vorbereitet und kriegerische Auseinandersetzungen provoziert.
Unverzichtbar für eine Metall produzierende und verhandelnde Gesellschaft war das Vorhandensein von Spezialisten für die Auffindung der Erzgänge, für den Bergbau und für die Verhüttung der Erze.
Eine vielleicht schon in Ansätzen vorhandene Struktur einer arbeitsteiligen Gesellschaft musste vertieft und ausgeweitet werden.
Um jedoch ein Spezialistentum für die Metallgewinnung in einer Gesellschaft zu gründen und dieses zu tragen, war es notwendig, in der Landwirtschaft überschüssig zu produzieren. Ein Metallfachmann in einem industriell organisierten Verhüttungsbetrieb der Bronzezeit kann sich nebenbei nicht auch noch selbst ernähren.
Auf diese Weise trug die Metallurgie massiv zum Wandel der Gesellschaft bei.
| 3. | Klassifikation der Metalle |
Nachdem ich nun recht ausführlich auf die Geschichte der Metall eingegangen bin (aus gutem Grund wie ich meine, denn die Veränderungen die die Metalle und besonders die industrielle Verarbeitung, die Metallurgie, hervorgerufen haben, waren und sind wirklich enorm) folgt jetzt der eher chemie-spezifische Teil, die Klassifikation und die Eigenschaften der Metalle.
| 3. 1. | Metalle im Periodensystem |
Drei Viertel aller Hauptgruppenelemente sind Metalle.
Außerdem sind alle Nebengruppenelemente, Lanthanoide und Actinoide Metalle.
Im Periodensystem nimmt der metallische Charakter innerhalb einer Periode von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Folglich stehen im Periodensystem die typischen Metalle links unten, die typischen Nichtmetalle rechts oben.
Diese Abgrenzung erfolgt nicht scharf. Elemente, die weniger charakteristische metallische Eigenschaften zeigen werden als Halbmetalle bezeichnet.
Folgende Darstellung des Periodensystems verdeutlicht die Verteilung der Metalle im Periodensystem.
| 3. 2. | Modelle |
Für die Erklärung der Eigenschaften der Metalle sind einige Modelle nötig, die explizit erklärt werden müssen.
Bei diesen Modellen handelt es sich um das Elektronengasmodell, das Atomorbitalmodell und das Energiebändermodell.
| 3. 2. 1. | Das Elektronengasmodell |
Schon um 1900 wurde von Drude und Lorenz das Elektronengasmodell der metallischen Bindung entwickelt. Demnach sind in Metallen die Valenzelektronen (Valenzelektronen = Elektronen in der äußersten Schale) delokalisiert, das heißt sie sind nicht an ein bestimmtes Atom gebunden und können sich ähnlich wie Gasatome im Gasraum frei bewegen.
Die positiven Atomrümpfe (d.h. die Atomkerne und die inneren Elektronen mit voll besetzten Orbitalen) bilden ein Gitter, das durch dieses sogenannte "Elektronengas" aus den Valenzelektronen zusammengehalten wird.
Warum zusammengehalten? Ohne die Valenzelektronen wäre alle Atome in einem Metall positiv geladen und würden sich abstoßen. Das Elektronengas (besteht natürlich nur aus negativen Ladungen) hält somit das Atomgitter zusammen.
Ein Beispiel: In Aluminium nehmen die kugelförmigen Al3+-Rümpfe nur ungefähr 18% des Gesamtvolumens des Metalls ein, während das Elektronengas 82% des Volumens beansprucht.
Folgende Abbildung stellt das Elektronengasmodell graphisch dar:
| 3. 2. 2. | Das Atomorbitalmodell |
Obwohl sich der Name des Orbitalmodells von "Orbit" (= Bahn) herleitet, gibt man es bei diesem Modell völlig auf, den Elektronen Bahnen zuzuordnen.
Die Elektronenhülle eines einzelnen Atoms ist, wenn es nicht von außen gestört wird, kugelförmig. Es gibt keine Richtung, in der sich die Elektronen bevorzugt aufhalten. Dennoch kann man die Elektronen in Klassen einteilen, die bestimmte Eigenschaften haben.
Solche Klassen sind die Orbitale. Die Elektronen der Atomhülle werden nach ihrer Rotation um den Atomkern und ihrer örtlichen Lage sortiert.
Elektronen liegen nach dem Schalenmodell bekanntlich ja in verschiedenen Schalen um den Atomkern herum.
Diese Sicht wird durch das Orbitalmodell verfeinert. In jeder Hauptschale können sich mehrere verschiedene Orbitale befinden. Je weiter außen die Schale liegt, desto mehr unterschiedliche Orbitale können aufgenommen werden. So kann die erste Schale nur ein s-Orbital aufnehmen. Die zweite Schale fasst ein s-Orbital und drei p-Orbitale. Bei der dritten Schale kommen fünf d-Orbitale dazu, usw.
In welchem Orbital sich ein Elektron aufhält gibt man mit Hilfe von Quantenzahlen an. Die Hauptquantenzahl gibt dabei die Nummer der Hauptschale an, in der sich das Elektron befindet. Die Nebenquantenzahl wird auch Drehimpuls-Quantenzahl genannt und gibt den Drehimpuls des Elektrons an.
Siehe hierzu folgende Tabelle:
| Orbital | Zahl der Drehimpulsquanten | Zahl der Richtungszustände |
| s | 0 | 1 |
| p | 1 | 3 |
| d | 2 | 5 |
| f | 3 | 7 |
| g | 4 | 9 |
Einige Erklärungen zur Tabelle: Der Bahndrehimpuls ist sowohl in der Größe, als auch in der Richtung quantisiert.
Verschiedenen Orbitale s, p, d und f entsprechen null, ein, zwei und drei Drehimpulsquanten. Weil das s-Orbital keinen Bahndrehimpuls hat, kann man auch keine Richtung angeben, es lässt sich nicht weiter teilen.
Das p-Orbital hat dagegen ein Drehimpulsquant, das drei unterschiedliche Zustände der Richtung annehmen kann. Die zwei Drehimpulsquanten des d-Orbitals können sogar fünf Richtungszustände annehmen.
In jedes der erwähnten Orbitale passen genau zwei Elektronen. Das liegt daran, dass nach dem Pauli-Prinzip zwei Elektronen immer durch mindestens eine Eigenschaft unterscheidbar sein müssen. Die Orbitale geben aber schon alle möglichen Bewegungseigenschaften der Elektronen an.
Als weitere Eigenschaft bleibt nur noch der Elektronenspin, der nur zwei Werte annehmen kann.
Die Elektronenkonfiguration eines Elements kann nun in einer bestimmten Ausrucksweise wiedergegeben werden.
Für Sauerstoff (O) zum Beispiel ist die Elektronenkonfoguration: 1s2 2s2 2p4. Die Hochzahlen geben die Anzahl der Elektronen in einer „Unterschale“ an. Nach der Hundschen Regel muss von den 2p-Orbitalen eines doppelt und die anderen einfach besetzt sein.
(Hundsche Regel: Im Grundzustand werden alle Orbitale zuerst einfach besetzt. Die Elektronen in den einfach besetzten Orbitalen besitzen parallele Spinrichtungen. Wenn alle Orbitale einfach besetzt sind, werden die Orbitale jeweils mit einem zweiten Elektron mit entgegengesetzter Spinrichtung aufgefüllt.)
| 3. 2. 2. 1. | Kurzes Beispiel für ein Molekülorbital |
Das Wasserstoffatom hat genau ein Elektron, womit nur ein Orbital (ein s-Orbital) halb besetzt ist.
Das Sauerstoffatom hat acht Elektronen. Zwei davon befinden sich in dem s-Orbital der untersten Elektronenschale. Diese Schale hat nur ein s-Orbital, die weiteren sechs Elektronen müssen also in die nächste, zweite Schale ausweichen. Hier belegen die ersten beiden Elektronen das s-Orbital. Die verbleibenden vier können sich auf drei p-Orbitale aufteilen. Dabei wird ein Orbital ganz gefüllt, die anderen beiden nur halb.
Wasser kann nun entstehen, indem die halb gefüllten p-Orbitale des Sauerstoffs mit dem halb vollen s-Orbital je eines Wasserstoffatoms verschmelzen. Die verschmolzenen Bindungsorbitale (Molekülorbitale) sind gefüllt und damit sehr stabil.
| 3. 2. 3. | Das Energiebändermodell |
Anhand des Elektronengasmodells lassen sich zwar viele Eigenschaften der Metalle erklären, warum aber manche Kristallstrukturen metallische Leiter, manche Isolatoren oder Halbleiter sind, ist daraus nicht zu entnehmen.
Das kann mit einem weiteren Modell der metallischen Bindung, dem Energiebändermodell, gezeigt werden.
Diesem liegt eine Abwandlung der Atomorbitaltheorie zu Grunde.
Angenommen ein Metallkristall bildet sich aus vielen Atomen eines Metalldampfes (siehe Abbildung unten: a).
Bei der Annäherung der Metallatome aneinander treten zwischen ihnen Wechselwirkungskräfte auf. Da aber jedes Atom einen bestimmten Energiegehalt besitzt, kommt es durch die Wechselwirkungskräfte zu einer Aufspaltung der Energiezustände (siehe Abbildung unten: b).
Man sagt, die Energiezustände sind entartet.
Ein Beispiel: Besteht ein Metallkristall aus 1020 Lithium Atomen, so hat das Metall auch 1020 unterschiedliche Energiezustände.
Je stärker die Wechselwirkungskräfte sind, desto breiter spaltet sich das Energieband auf.
Ein Energieband entspricht im weitesten Sinne einem Atomorbitalschema, da jedes Band, das heißt jeder Energiezustand, als Atomorbital gesehen werden kann.
Alle Metallatome haben mehrere Orbitale. Die Atome treten jeweils untereinander in Wechselwirkung und jedes Orbital bildet ein Energieband.
Bei starker Aufspaltung besteht die Möglichkeit, dass sich die Energiebänder überlappen. In diesem Fall sind die Elektronen über die Bänder delokalisiert, das heißt sie sind über die Bänder frei beweglich. Wenn sich die Energiebänder nicht überlappen, liegt eine sogenannte verbotene Zone dazwischen, die von den Elektronen im Normalfall nicht überwunden werden kann.
Schematische Darstellung des Zustandekommens der Energiebänder von Lithium aus Atomorbitalen:
Hier noch einmal eine schematische Darstellung der Energiebänderdiagramme von Alkali-, bzw. Erdalkalimetallen (Die Energiebänderdiagramme sind nur schematisch abgebildet. Es ist nur das oberste besetzte, und das unterste leere Band dargestellt, da die anderen Bänder für die elektrischen Eigenschaften ohne Bedeutung sind):
a), b) Bei allen Metallen überlappt das Valenzband mit dem nächsthöheren Band. In der Abb. a) ist das Valenzband teilweise besetzt. Dies trifft für die Alkalimetalle zu, bei denen das Valenzband gerade halb besetzt ist. In der Abb. b) ist das Valenzband fast aufgefüllt und der untere Teil des Leitungsbandes besetzt. Dies ist bei den Erdalkalimetallen der Fall.
Jetzt können wir auch verstehen, warum manche Stoffe Halbleiter oder manche Stoffe Isolatoren sind. Dies zeigt wieder folgende schematische Darstellung (Die Energiebänderdiagramme sind wiederum nur schematisch abgebildet. Es ist nur das oberste besetzte, und das unterste leere Band dargestellt, da die anderen Bänder für die elektrischen Eigenschaften ohne Bedeutung sind):
c) Bei Isolatoren ist das voll besetzte Valenzband vom leeren Leitungsband durch eine breite verbotene Zone getrennt. Elektronen können nicht aus dem Valenzband in das Leitungsband gelangen.
d) Bei Eigenhalbleitern ist die verbotene Zone schmal. Durch thermische Anregung gelangen Elektronen aus dem Valenzband in das Leitungsband. Im Valenzband entstehen Defektelektronen. In beiden Bändern ist elektrische Leitung möglich.
| 3. 2. 4. | Zusammenfassung über die Modelle |
Zusammenfassend ist zu den Modellen der metallischen Bindung zu sagen, dass sowohl das Energiebändermodell als auch das Elektonengasmodell so aufgebaut sind, dass sich delokalisierte Elektronen zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen bewegen, die wiederum fest auf ihren Plätzen im Metallgitter sitzen. Die an einem Punkt fixierten Atomrümpfe eines Elements sind in einem Metallgitter in einer bestimmten Abfolge angeordnet, die die Struktur des Metalls ausmacht.
Diese vorhandenen Modelle ermöglichen es, die Eigenschaften der Metall ausführlich zu erklären.
| 3. 3. | Eigenschaften der Metalle |
Besonders charakteristische Eigenschaften der Metalle sind folgende:
- Elektrische Leitfähigkeit
- Thermische Leitfähigkeit
- Metallischer Glanz
- Schmelztemperaturen
- Dichtverlauf, Ionenradien
- Magnetismus
- Oxidationsstufen, Kationenbildung
- Flammenfärbung
- Duktilität und Härte
Auf die metall-spezifischen oben genannten Eigenschaften möchte ich in diesem Kapitel etwas genauer eingehen.
| 3. 3. 1. | Elektrische Leitfähigkeit |
Grundsätzlich unterscheidet man Stoffe in:
- Leiter 1. Klasse (z.B. Metalle oder Halbmetalle), bei denen eine Temperaturerhöhung zu einer Verringerung der Leitfähigkeit, das heißt zu einer Erhöhung des elektrischen Widerstands führt.
- Leiter 2. Klasse (z.B. Isolatoren oder Halbleiter), bei denen genau die umgekehrten Effekte auftreten. Mit der Temperatur nimmt die Leitfähigkeit zu, der Widerstand logischerweise ab.
Folgende Abbildung zeigt den typischen Verlauf des elektrischen Widerstands für die beiden Leiterklassen:
Legt man an ein Metall (Leiter 1. Klasse) eine äußere Spannung an, so können sich die Elektronen frei im Metall bewegen und an anderer Stelle die Energie in Form von elektrischer Energie wieder abgeben.
Bei Temperaturerhöhung geraten die Atomrümpfe infolge höherer kinetischer Energie in stärkere Schwingungen, es kommt vermehrt zu Zusammenstößen zwischen Atomrümpfen und Elektronen, was letztlich dazu führt, dass die Elektronen in ihrer Beweglichkeit gehemmt werden, das Metall leitet den Strom schlechter.
Bei Nichtmetallen bzw. Isolatoren (Leiter 2. Klasse) überlappen sich Valenz- und Leitungsband nicht, es gibt dazwischen eine breite „verbotene“ Zone (oft „energy-gap“ genannt), die kein Elektron überwinden kann, daher können Isolatoren den Strom nicht leiten.
Auch bei Halbleitern (ebenso Leiter 2. Klasse) überlappen sich Valenz- und Leitungsband nicht, die „verbotene“ Zone ist hier jedoch kleiner, so dass Elektronen soweit angeregt werden können (z.B. durch Temperaturerhöhung), dass sie in der Lage sind, diese Energielücke zu überwinden.
Aus diesem Grund nimmt bei Halbleitern die Leitfähigkeit auch mit zunehmender Temperatur zu.
| 3. 3. 2. | Thermische Leitfähigkeit |
Durch Erwärmung des Metalls geraten die Atomrümpfe in Schwingungen.
Da die Rümpfe in dichten Gittern (Kugelpackungen) zusammenliegen, breiten sich die Schwingungen sehr schnell gleichmäßig über das ganze Metallstück aus.
Die Wärme wird somit über das ganze Metall weitergeleitet und verteilt.
Eine andere Theorie besagt, dass die Wärme durch die Elektronen, die ebenfalls eine höhere kinetische Energie erhalten, zustande kommt, indem sich die angeregten Elektronen über das ganze Metall verteilen.
Dem widerspricht jedoch die Theorie, dass Metalle bei höherer Temperatur den Strom schlechter leiten, weil die stärker als gewöhnlich schwingenden Atomrümpfe die Elektronen am Fluss hindern.
Aus diesem Grund ist die zuerst beschriebene Theorie die wahrscheinlichere.
| 3. 3. 3. | Metallischer Glanz |
Die Metallelektronen lassen sich durch Wärme und Licht leicht anregen, was zu einem hohen Absorptions- und Reflexionsvermögen, insbesondere von sichtbarem Licht, führt.
Darauf ist auch der typische metallische Glanz zurückzuführen.
Zwei Beispiele für den metallischen Glanz:
 |
 |
| Beryllium | Indium |
| 3. 3. 4. | Schmelztemperaturen |
Die Metalle haben bis auf wenige Ausnahmen (z.B. die Alkali, die Elemente der Zn-Gruppe, Gallium, Indium) sehr hohe Schmelzpunkte, die auf die relativ kleinen Atomradien und Anteile kovalenter Bindungen (kovalente Bindung = Atombindung zwischen zwei Atomen aus ungepaarten Elektronen der äußeren Schale) zwischen den Atomen zurückzuführen sind.
Hier die Schmelzpunkte der Metall in einer Übersicht:
| 3. 3. 5. | Dichteverlauf und Ionenradien |
Grundsätzlich unterteilt man die Metalle aufgrund ihrer Dichten in Leicht- und Schwermetalle, je nachdem, ob ihre Dichte kleiner oder größer 4,5 g/cm3 ist.
Zu den Leichtmetallen gehören unter anderem die Alkali- und Erdalkalimetalle sowie Aluminium, zu den Schwermetallen zählen vor allem die Metalle der Nebengruppen sowie auch einige Hauptgruppenmetalle.
Innerhalb einer Periode bei den Nebengruppenelementen sollten die Atom- und Ionenradien kontinuierlich abnehmen.
In der Praxis sind aber, wenn man die Ionenabstände in Oxiden mit zweifach positiv geladenen Metallkationen betrachtet, zwei deutliche Minima zu beobachten.
Diese sind darauf zurückzuführen, dass durch die oktaedrische Anordnung von Oxidionen um die Metallionen die Entartung der d-Orbitale aufgehoben wird, es entstehen drei d Epsilon- (bzw. t2g-) Orbitale niederer Energie und zwei energetisch höhere d Gamma - (bzw. eg-) Orbitale. Zunächst werden die d Epsilon-Orbitale einfach besetzt, dann werden die d Gamma-Orbitale einfach besetzt. Diese werden dann auf die das Zentralion umgebenden Anionen ausgerichtet, wobei es zu einer höheren Raumbeanspruchung kommt.
Dann werden die beiden Orbitalarten doppelt besetzt, wobei die Raumbeanspruchung zunächst wieder ab-, dann aber erneut zunimmt.
Die beiden Minima sind somit erklärbar.
| 3. 3. 6. | Magnetismus |
Teilchen mit ungepaarten Elektronen sind paramagnetisch, d.h. sie werden von einem äußeren Magnetfeld angezogen. Dies ist bei fast allen Metallen gegeben.
Daneben trägt auch die Bewegung der Elektronen (auch „magnetisches Moment“ genannt) zum Paramagnetismus bei, jedoch spielt diese Tatsache bei den meisten Metallen eine sehr geringe und somit vernachlässigbare Rolle.
Eisen, Cobalt, Nickel, einige Legierungen sowie Eisen-II,III-Oxid sind ferromagnetisch. Durch Anlegen eines äußeren Feldes werden hier die magnetischen Momente der einzelnen Atome parallel ausgerichtet (Bildung von "Weißschen Bezirken"), was nur bei ganz bestimmten Atomabständen möglich ist, bei denen es nicht zur Bildung gemeinsamer Elektronenpaaren kommt und bei denen die Spinkorrelation nicht verloren geht.
Auf die verschiedenen Magnetismusformen möchte ich im Folgenden aber nicht genauer eingehen, da dies den Rahmen dieser Facharbeit sprengen würde.
| 3. 3. 7. | Oxidationsstufen und Kationenbildung |
Metalle zeigen im Allgemeinen ein besonders großes Bestreben, Ionen zu bilden, wobei mit Ausnahme von metallorganischen Verbindungen, in denen Metalle auch negative Oxidationszahlen annehmen können, nur positive Oxidationszahlen vorkommen.
Während die Hauptgruppenmetalle nur in einer Oxidationszahl vorkommen, zeigen die Übergangsmetalle die Besonderheit, in sehr vielen verschiedenen Oxidationszahlen vorzuliegen, wobei innerhalb einer Übergangsreihe die mittleren Elemente in mehreren und höheren Oxidationszahlen vorkommen.
Innerhalb einer Gruppe nimmt die Stabilität der höheren Oxidationszahlen im Allgemeinen zu. Meist entspricht die höchstmögliche Oxidationszahl der Nebengruppennummer (Ausnahme VIII. Nebengruppe, Cu, Ag, Au).
| 3. 3. 8. | Flammenfärbungen |
Einige Metalle bzw. deren Verbindungen färben Flammen stets ganz charakteristisch.
Dies erklärt sich wie folgt: Einzelne Elektronen werden angeregt, sie befinden sich also kurzfristig auf höheren Energieniveaus (es sind immer nur scharf abgegrenzte Energieniveaus möglich).
Fallen die Elektronen dann wieder auf ihr ursprüngliches Energieniveau herab, so senden sie Energie in Form eines Lichtquants aus, das immer eine ganz bestimmte Wellenlänge hat.
Metalle kann man daher an Hand ihrer Flammenfärbung unterscheiden, sofern das ausgesandte Licht im Bereich des sichtbaren Lichtes liegt.
| 3. 3. 9. | Duktilität und Härte |
Duktilität bedeutet plastische Verformbarkeit.
Im Gegensatz zu Salzen sind Metalle im Allgemeinen besonders gut verformbar, weshalb sie sehr vielseitig als Werkstoff eingesetzt werden können.
Dies lässt sich aus den jeweiligen Gitterstrukturen der Metalle herleiten.
Fast alle Metalle kristallisieren in einem der drei folgenden Strukturtypen:
- kubisch innenzentrierte Packung = body-centered cubic = b.c.c.
- hexagnoal dichteste Kugelpackung = hexagonal close-packed = h.c.p.
- kubisch dichteste Kugelpackung = kubisch flächenzentrierte Packung = face-centered cubic = f.c.c.
Auf die verschiedenen Strukturtypen in denen Metalle kristallisieren können, werde ich im nächsten Kapitel noch sehr ausführlich eingehen, deshalb werde ich die drei oben genannten Strukturtypen an dieser Stelle nicht näher erklären.
Daneben hängt die Duktilität auch noch vom Kristallisationsgrad und von eventuellen Legierungsbestandteilen ab. So ist beispielsweise die hohe Härte von Stahl darauf zurückzuführen, dass ins Eisengitter eingelagerte Kohlenstoffkristalle die Gleitung der Schichten erschweren.
| 4. | Kristallstrukturen |
Feststoffe sind im Allgemeinen dadurch gekennzeichnet, dass sie als Stoffportion eine bestimmte Gestalt oder Form besitzen.
In vielen Fällen, lassen sie auch einen kristallinen Aufbau erkennen: In diesem Fall handelt es sich um Kristallstrukturen.
| 4. 1. | Kristallsysteme |
Man kann die kristallinen Stoffe sieben Kristallsystemen zuordnen, von denen jedes bestimmte Symmetrieeigenschaften besitzt.
| 4. 1. 1. | Symmetrieoperationen |
Um die Kristallsysteme besser zu verstehen sollt man wissen, was die Symmetrieoperationen sind.
Alle Kristalle sind mehr oder weniger symmetrisch.
Symmetrisch bedeutet, dass man einen Körper durch Spiegeln oder Drehen in eine Stellung bringen kann, die genau so aussieht wie die Ausgangsstellung. Das nennt man dann Symmetrieoperationen.
Die einfachste Symmetrieoperation ist die Drehung um 360°.
Nimmt man zum Beispiel einen Würfel und dreht ihn um 90°, so ist er in einer Stellung, wenn man die Punkte an sich außer Acht lässt, die mit der Ausgangsstellung identisch ist. Wenn man ihn in der selben Richtung weiterdreht bis zur tatsächlichen Ausgangsstellung, hat man diesen Effekt noch zwei mal. Mit der Ausgangsstellung sind das dann 4 gleiche Stellungen, die sich alle 90° wiederholen.
Man nennt diese Drehung eine vierzählige Drehung.
Zweizählige Drehungen haben den Effekt nach 180°, dreizählige Drehungen nach 120° und sechszählige Drehungen nach 60°.
Die so genannte Symmetrieebene teilt den Kristall in zwei spiegelbildlich gleiche Hälften.
Siehe folgende Skizze:
Diese eben beschriebenen Symmetrieelemente können bei Kristallen einzeln oder gemeinsam auftreten.
Es sind 32 Kombinationen der Symmetrieelemente möglich. Daraus ergeben sich 32 Kristallklassen, in die sämtliche Kristalle passen.
Diese 32 Kristallklassen sind nun noch in 7 Kristallsysteme unterteilt.
Die Kristalle eines Kristallsystems haben alle die selben Achsenkreuze als Koordinatensystem.
| 4. 1. 2. | Die sieben Kristallsysteme |
Bei den sieben Kristallsystemen handelt es sich um folgende Systeme:
- Hexagonales Kristallsystem
- Kubisches Kristallsystem
- Monoklines Kristallsystem
- Orthorhombisches Kristallsystem
- Tetragonales Kristallsystem
- Trigonales Kristallsystem
- Triklines Kristallsystem
| 4. 1. 2. 1. | Hexagonales Kristallsystem |
 |
Aufbau: Drei gleichlange Achsen auf einer Ebene die sich unter 120° schneiden. Eine vierte Achse, die länger oder kürzer sein kann steht senkrecht zu dieser Ebene. Diese Achse ist eine sechszählige Drehachse. |
| 4. 1. 2. 2. | Kubisches Kristallsystem |
 |
Aufbau: Die drei Achsen sind gleich lang und schneiden sich im Winkel von 90°. Kubische Kristalle haben mindestens zwei dreizählige Drehachsen. Es können außerdem höchstens drei vierzählige Drehachsen, vier dreizählige oder sechs zweizählige Drehachsen vorhanden sein. Außerdem können bis zu neun Symmetrieebenen vorhanden sein, sowie ein Symetriezentrum. Das kubische Kristallsystem ist das symmetrischste der sieben. |
| 4. 1. 2. 3. | Monoklines Kristallsystem |
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Aufbau: Drei unterschiedlich lange Achsen von denen sich zwei in einem Winkel von ungleich 90° schneiden. Die dritte steht senkrecht auf den beiden anderen. Monokline Kristalle haben höchstens eine zweizählige Drehachse und/oder eine Symmetrieebene. |
| 4. 1. 2. 4. | Orthorhombisches Kristallsystem |
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Aufbau: Im orthorhombischen Kristallsystem sind alle drei Achsen verschieden lang und schneiden sich im Winkel von 90°. Orthorhombische Kristalle haben höchstens drei zweizählige Drehachsen, ein Symmetriezentrum und drei Symmetrieebenen aber mindestens zwei zweizählige Drehachsen oder zwei Symmetrieebenen. Andere Drehachsen sind nicht vorhanden. |
| 4. 1. 2. 5. | Tetragonales Kristallsystem |
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Aufbau: Im tetragonalen Kristallsystem sind zwei Achsen gleich lang. Die dritte ist länger oder kürzer. Alle drei Achsen stehen senkrecht zueinender. Tetragonal ist ein Kristall, der höchstens eine vierzählige Drehachse und keinerlei dreizähligen Drehachsen aufweist. |
| 4. 1. 2. 6. | Trigonales Kristallsystem |
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Aufbau: Im trigonalen Kristallsystem schneiden sich drei gleich lange Achsen auf einer Ebene im Winkel von 120°. Die vierte Achse ist ungleich lang und steht senkrecht auf dieser Ebene. Außerdem ist eine einzige dreizählige Drehachse vorhanden. Es gibt außerdem höchstens drei zweizählige Drehachsen und drei Symmetrieebenen sowie ein Symmetriezentrum. |
| 4. 1. 2. 7. | Triklines Kristallsystem |
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Aufbau: Im triklinen Kristallsystem sind alle drei Achsen verschieden lang und schneiden sich in einem beliebigen Winkel, der aber ungleich 90° ist. Es gibt höchstens ein Symmetriezentrum und keinerlei Drehachsen sowie Symmetrieebenen. Das trikline Kristallsystem ist das unsymmetrischste von allen sieben Kristallsystemen. |
| 4. 2. | Röntgenstrukturuntersuchung |
Wie wurden die verschiedenen Kristallstrukturen erforscht?
1912 führte Laue die erste Röntgenstrukturuntersuchung durch.
Bei dieser Untersuchung durchstrahlt man Kristalle mit Röntgenstrahlen.
Diese werden beim Durchgang durch den Kristall an den Atomrümpfen in charakteristischer Art und Weise gebeugt.
Auf einem Film entsteht ein Beugungsbild.
Ein solches Röntgenbild stellt aber noch lange nicht den exakten Aufbau einer Kristallstruktur dar. Weitere Berechnungen nach den Gesetzen der Wellenlehre ergeben erst die räumliche Verteilung der Atome.
Die Röntgenstrukturuntersuchung lässt sich selbstverständlich auch auf Moleküle und Ionen anwenden, nicht nur auf räumliche Anordnungen von Atomen.
| 4. 3. | Elementarzelle |
Mit den mit der Röntgenstrukturanalyse erzeugten Beugungsbildern lassen sich die kleinstmöglichen Baueinheiten ermitteln.
Durch Parallelverschiebung in Richtung aller drei Raumrichtungen lassen sich größere Abschnitte des Kristalls herstellen.
Eine solche kleinste Baueinheit nennt man Elementarzelle.
Die einzelnen Kristallsysteme besitzen normalerweise mehrere Typen von Elementarzellen mit den selben Symmetrieeigenschaften.
Ein Beispiel hierfür ist das kubische Kristallsystem.
Man unterscheidet je nach Anordnung der Teilchen, die
- kubisch primitive Elementarzelle, die
- kubisch flächenzentrierte Elementarzelle und die
- kubisch innenzentrierte Elementarzelle
| 4. 4. | Kristallgitter |
Hat man nun viele Elementarzellen aneinandergereiht erhält man ein Kristallgitter.
Man muss sich vorstellen, dass Kristalle aus kugelförmigen Teilchen bestehen, die einen bestimmten Radius besitzen und sich gegenseitig berühren.
Aus Gründen der Übersicht stellt man Kristallgitter meist als Punktgitter dar.
Dabei wird die Raumausfüllung der Teilchen aber vernachlässigt.
In jedem Gittertyp ist jedes Teilchen von einer bestimmten Anzahl unmittelbarer Nachbarn umgeben. Diese Anzahl von benachbarten Teilchen im Gitter wird durch die Koordinationszahl angegeben.
| 4. 5. | Kristallstrukturen der Metalle |
Metalle lassen sich als Zusammensetzung aus vielen Kristallen beschreiben.
Die Strukturtypen der Metalle lassen sich gut beschreiben, weil man alle Atome eines Elements durch gleich große Kugeln darstellen kann.
Die drei Strukturtypen, in denen fast alle Metalle kristallisieren (über 80%), bauen auf zwei Anordnungen von Kugeln in der Ebene auf:
- Einer hexagonal dichtesten Packung von Kugeln in der Ebene = Kristallstruktur mit dichtester Kugelpackung. Vertreter: h.c.p.- und f.c.c.-Struktur
- Einer quadratisch dichten Packung von Kugeln in der Ebene im Fall der b.c.c.-Struktur = Kristallstruktur ohne dichteste Kugelpackung. Vertreter: b.c.c.-Struktur
Die drei Strukturtypen sind folgendermaßen über das Periodensystem verteilt:
| 4. 5. 1. | Kristallstrukturen mit dichtester Kugelpackung |
Dichtest möglich gepackte Strukturen identischer Kugeln beschreibt man durch übereinandergelegte dichtest gepackte Schichten.
Eine vollständig dichtest gepackte Schicht besteht aus Kugeln, von denen jede sechs nächste Nachbarn in einer Ebene aufweist. Die zweite Schicht entsteht indem die Mulden der ersten Schicht mit Kugeln besetzt werden.
Die dritte Schicht kann nun auf zweierlei Weise angeordnet werden was bei Metallen zur Ausbildung zweier Polytypen führt:
- Hexagonal dichteste Kugelpackung
- Kubisch dichteste Kugelpackung
Dichteste Kugelpackungen besitzen eine Raumausfüllung von ungefähr 74%.
Dass oben beschriebene Kugelpackungen wirklich die dichtest möglichen Kugelpackungen sind, wurde erst kürzlich mathematisch bewiesen.
| 4. 5. 1. 1. | Hexagonal dichteste Kugelpackung bzw. Mg-Typ: h.c.p. |
h.c.p. heißt „hexagonal close-packed“.
Die Schichten sind hier in der Reihenfolge ABABAB angeordnet.
Das heißt, die Kugeln der zweiten Schicht liegen genau in den von den Kugeln der ersten Schicht verursachten Mulden.
Die dritte Schicht liegt genau über der ersten Schicht.
Es entsteht eine Schichten-Reihenfolge in der Form ABABAB.
Im rechten Schema (siehe oben) sieht man gut, dass ein Atom in dieser Struktur (in diesem Fall die mittlere blaue Kugel) zwölf direkte Nachbarn hat.
Man sagt die hexagonal dichteste Kugelpackung besitzt die Koordinationszahl 12 (CN 12).
Geometrisch gesehen ist der Koordinationspolyeder ein Antikuboktaeder:
Metalle, die in dieser Struktur kristallisieren sind Be, Y, Ti, Co, Zn, Mg, Ru und Os.
| 4. 5. 1. 2. | Kubisch dichteste Kugelpackung (kubisch flächenzentrierte Kugelpackung) bzw. Cu-(Au-)Typ: f.c.c. |
f.c.c. heißt „face-centered cubic“.
Die Schichten sind hier in der Reihenfolge ABCABC angeordnet.
Das heißt, die Kugeln der zweiten Schicht liegen genau in den von den Kugeln der ersten Schicht verursachten Mulden und die Kugeln der dritten Schicht in den von den Kugeln der zweiten Schicht verursachten Mulden.
Die vierte Schicht liegt genau über der ersten Schicht.
Es entsteht eine Schichten-Reihenfolge in der Form ABCABC.
Wieder erkannt man am rechten Schema deutlich, dass die kubisch dichteste Kugelpackung wiederum die Koordinationszahl 12 (CN 12) besitzt.
Geometrisch gesehen handelt es sich hier um einen Kuboktaeder:
Metalle, die in dieser Struktur kristallisieren sind Cu, Au, Ag, Fe, Co, Ni, Pt, Ca, Al und Pb.
In der folgenden Skizze wird noch einmal verdeutlicht, wie die Schichten der kubisch flächenzentrierten Packung in der Elementarzelle ausgerichtet sind:
a) Flächenzentrierte kubische Elementarzelle
b) Die Schichten dichtester Packung liegen senkrecht zu den Raumdiagonalen der Elementarzelle. Jedes Atom hat 12 Nachbarn im gleichen Abstand.
| 4. 5. 2. | Kristallstrukturen ohne dichteste Kugelpackung |
Wie bereits angesprochen haben nicht alle Metalle dichtest gepackte Strukturen.
Doch es gibt Packungen mit nahezu gleich effektiver Raumerfüllung.
Eine solche häufige Struktur ist die kubisch innenzentrierte Struktur, die im Folgenden besprochen wird.
| 4. 5. 2. 1. | Kubisch innenzentrierte Packung bzw. W-Typ: b.c.c. |
b.c.c. heißt body-centered cubic.
Die Schichten sind hier in der Reihenfolge ABABAB angeordnet.
Hier ist ein Zentralatom würfelförmig von gleichartigen Atomen umgeben.
Es entsteht eine Schichten-Reihenfolge in der Form ABABAB.
Die Kugeln berühren sich innerhalb der Schichten nicht, die Kontakte der Kugeln verlaufen vielmehr auf den Würfeldiagonalen. Das Koordinationspolyeder um die Atome ist ein Würfel (CN 8) und in etwas weiterer Entfernung ein weiterer Oktaeder (CN 6), so dass insgesamt die Koordinationszahl 8+6 folgt (CN 8+6).
Metalle, die in dieser Struktur kristallisieren sind Li, Na, K, Rb, Cs, Ba, V, Cr, M und W.
Die Elementarzelle der b.c.c.-Struktur:
| 4. 5. 3. | Polymorphie |
Einige Metalle können auch in mehreren Strukturformen vorkommen.
Dieses Phänomen bezeichnet man als Polymorphie.
Eisen kommt beispielsweise in drei Modifikationen vor.
Alpha-Eisen kristallisiert kubisch innenzentriert (b.c.c.) und ist bis 906 °C stabil, Gamma-Eisen besitzt eine kubisch flächenzentrierte Struktur (f.c.c.) und ist bis 1401 °C stabil.
Danach wird bis zum Schmelzpunkt von 1535 °C das Delta-Eisen wieder mit einer kubisch innenzentrierten (b.c.c.) Struktur beobachtet:
Alpha-Fe (b.c.c.) <--> Gamma-Fe (f.c.c.) <--> Delta-Fe (b.c.c.) <--> Schmelzpunkt
| 4. 5. 4. | Bedeutung der unterschiedlichen Metallstrukturen für die physikalischen Eigenschaften |
Die physikalischen Eigenschaften der Metalle hängen eng mit dem Bau der Metallgitter zusammen.
Man unterscheidet im Falle der Duktilität und Härte (siehe Kapitel 3. 3. 9.):
- Weiche Metalle: Lassen sich gut walzen, ziehen und schmieden
- Spröde bzw. brüchige Metalle
Leicht verformbare Metalle besitzen eine kubisch dichteste (flächenzentrierte) Kugelpackung (f.c.c.-Struktur).
Warum? Weil die f.c.c.-Struktur gegenüber anderen Kristallstrukturen am meisten so genannte Gleitebenen besitzt und der Zusammenhalt innerhalb der verschiedenen Atome besonders groß ist. Gleitebenen sind Ebenen dichtester Kugelpackungen, die in allen drei Raumrichtungen vorhanden sind.
Durch diese unterschiedlichen Modifikationen wird deutlich, wie nützlich die Polymorphie (siehe Kapitel 4. 5. 4.) einiger Metalle für die industrielle Verarbeitung ist.
Eisen liegt zum Beispiel bei Raumtemperatur in der b.c.c.-Struktur (Alpha-Fe) vor. Das bedeutet, dass Eisen bei dieser Temperatur (exakt: -273 °C bis 905 °C) nicht besonders duktil ist, sondern sehr hart.
Wird Eisen nun auf 906 °C bis 1401 °C erhitzt, kristallisiert Eisen in der f.c.c.-Struktur.
Wie oben beschrieben sind Metalle, die in der f.c.c.-Struktur vorliegen besonders duktil, das heißt plastisch verformbar.
Es werden zwar 1000 Megatonnen Eisen pro Jahr produziert, reines Eisen aber nimmt von den 1000 Megatonnen nur einen kleinen Anteil in Anspruch.
Aufgrund hoher Herstellungskosten findet es hauptsächlich als Katalysator für großtechnische Prozesse Einsatz.
In Form von Verbindungen wird es in Arzneimitteln, chemischen Reagenzien und in Pigmenten eingesetzt.
Der größte Teil des Eisens wird in Legierungen verarbeitet. Ein bekanntes Beispiel für eine Eisenlegierung ist der Stahl.
Dies bringt mich zum nächsten Kapitel, den Legierungen.
| 5. | Legierungen |
Legierungen sind Verbindungen oder Gemische eines Metalls mit einem oder mehreren anderen Metallen (auch mit einigen Nichtmetallen, besonders Kohlenstoff).
Sie besitzen metallischen Charakter haben aber andere mechanische, elektrochemische und physikalische Eigenschaften als ihre einzelnen Komponenten.
Legierungen haben immer einen anderen Schmelzpunkt als die reinen Komponenten, aus denen sie hergestellt werden.
Ein Beispiel: Beim Woodsche Metall (Bismut: 50%, Blei: 25%, Cadmium und Zinn jeweils 12, 5%) liegt der Schmelzpunkt bei nur 60 °C.
Beispiele für Legierungen mit einem höheren Schmelzpunkt sind zum Beispiel die Interstitiellen Legierungen (siehe Kapitel 5. 1.).
Legierungen gleicher qualitativer Zusammensetzung können durch Veränderung der Anteile der Elemente stark in ihren Eigenschaften verändert werden.
Es gibt auch einige Metalle, die sich in keinem Verhältnis miteinander mischen lassen. Flüssig sind sie zwar mischbar, fallen aber beim Erstarren wieder auseinander (zum Beispiel: Eisen-Blei).
Besonders die Legierungen von Eisen (--> Stahl), Kupfer (--> Messing, Bronze) und Aluminium (--> Duraluminium) haben große technische Bedeutung.
Der Einsatz von Metalllegierungen übersteigt in den meisten Fällen den der jeweiligen Reinmetalle.
Wie die folgende Darstellung der verschiedenen Legierungsarten zeigen, kann man nicht pauschal von festen Metalllösungen sprechen, sondern muss zwischen verschiedenen Strukturen unterscheiden, deren Zustandekommen von dem Mischungsverhältnis und der Valenzelektronenzahl der Metalle bestimmt wird.
Man unterscheidet folgende Arten von Legierungen:
1. Interstitielle Legierungen (Einlagerungsmischkristalle)
2. Substitutionslegierungen
3. Intermetallische Phasen
a) Hume-Rothery Phasen
b) Laves Phasen
c) Zintl Phasen
d) Andere Phasen
4. Eutektische Gemische
Auf die verschiedenen Arten von Legierungen möchte ich im Folgenden kurz eingehen um zu verdeutlichen, was für ein breites industrielles Anwendungsspektrum es für Metalle gibt.
| 5. 1. | Interstitielle Legierungen (Einlagerunsmischkristalle) |
Interstitielle Legierungen sind dadurch gekennzeichnet, dass kleine Atome eines zulegierten Elements (häufig die Nichtmetalle Kohlenstoff, Stickstoff und/oder Bor) sich statistisch in die Lücken (meist Tetraeder- bzw. Oktaederlücken) der Metallatome im Kristallgitter einordnen.
Beispiele sind die Einlagerungshydride und Carbide, wie die „feste Lösung“ von Kohlenstoff im Eisen.
Da durch die eingelagerten Atome die Gleitfähigkeit der Metallschichten (siehe Kapitel 4. 5. 3. und 4. 5. 4.) gehemmt wird, sind die Interstitiellen Legierungen härter, spröder und haben einen weitaus höheren Schmelzpunkt als die Reinmetalle.
| 5. 2. | Substitutionslegierungen |
Besitzen die vermischten Elemente etwa gleiche Atomgrößen, können einige Kristallgitterplätze des Hauptbestandteils unregelmäßig durch die Fremdatome besetzt werden.
Die Struktur des Kristalls ändert sich nicht, sie wird höchstens etwas verzerrt.
| 5. 3. | Intermetallische Phasen |
Erfolgt die Besetzung der Gitterplätze des Hauptbestandteils durch den Legierungspartner nicht statistisch, also zufällig bzw. ungeregelt, sondern regelmäßig nach bestimmten räumlichen Verteilungsgesetzen - symmetrisch - , so spricht man von intermetallischen Phasen.
Je nach Anteilen der Legierungspartner können dabei verschiedene räumliche Anordnungen auftreten.
| 5. 3. 1. | Hume-Rothery Phasen |
Neben den vergleichbaren Atomradien spielen die zum Gesamtelektronensystem beigesteuerten Elektronen eine große Rolle für den Aufbau der intermetallischen Phase.
Je nach dem Verhältnis der beteiligten Atome und deren Valenzelektronen bilden sich verschiedene Phasen unterschiedlicher Kristallstruktur mit einer gewissen Bandbreite in ihrer Zusammensetzung. Die unterschiedlichen Phasen wechseln sich mit instabilen Gebieten, in denen eine Phasentrennung stattfindet, ab.
Ein Beispiel dafür sind die Messingphasen (Messing: Cu-Zn).
| 5. 3. 2. | Laves Phasen |
Haben die beteiligten Atome A und B das Atomradienverhältnis 1:1,225 so liegt eine geometrisch besonders günstige Lage vor, in dem die Atome ein gleichmäßiges Kristallgitter mit besonders guter Raumausfüllung der Zusammensetzung AB2 ausbilden.
| 5. 3. 3. | Zintl Phasen |
Die halbmetallischen Zintl Phasen stellen einen Übergang von der Metall- zur Ionenbindung dar.
In ihnen herrscht ein hoher heteropolarer - also ionischer Bindungsanteil - sie kristallisieren in typischen Ionengittern und sind bei Raumtemperatur Isolatoren.
Ihre Phasenbreite ist sehr gering und sie bilden sich vorzugsweise aus Elementen der Alkali- oder Erdalkalimetalle in Verbindung mit Elementen der 3. bis 5. Hauptgruppe.
| 5. 3. 4. | Andere Phasen |
Andere Phasen auf die ich nicht näher eingehen möchte sind zum Beispiel:
- Feste Lösungen
- Varianten der Laves Phasen
- Phasen mit kovalenten Bindungsanteilen
- Frank-Kasper-Phasen
- NaZn13-Typ
- Sigma-Phasen
- NiAs-Typ (auch in Variationen)
- Pyrit-Typ
| 5. 4. | Eutektische Gemische |
Eutektische Legierungen sind Systeme aus zwei Bestandteilen ohne Mischkristall- und Verbindungsbildung. Sie entstehen aus Metallen, die im flüssigen Zustand unbegrenzt mischbar sind, im festen Zustand jedoch unter mikroskopischer Phasentrennung auskristallisieren.
Die Zusammensetzung mit dem niedrigsten Schmelzpunkt nennt man Eutektikum.
Diese Zusammensetzung erstarrt gleichzeitig bei einer bestimmten Temperatur, dem eutektischen Punkt.
Aus Gemischen abweichender Zusammensetzung kristallisieren beim Abkühlen erst „größere“ Kristalle der überschüssigen Komponente aus, bis das eutektische Mischungsverhältnis erreicht ist, und die Schmelze auf einmal in Form einer Masse in Form von Mikrokristallen erstarrt.
Technisch von Bedeutung sind Legierungen mit genauer eutektischer Zusammensetzung, da sie gut verarbeitbar sind und ihr Schmelzpunkt tiefer liegt als die Schmelzpunkte der Einzelkomponenten.
„Eutektisch“ kann nicht umsonst mit „gut bearbeitbar“ übersetzt werden.
| 6. | Resumée |
Kommen wir noch einmal zu Arnold Toynbee und seinem Zitat zur Erfindung der Metallurgie zurück:
„Sie hat die Menschheit auf eine neue Stufe gehoben, aber der Preis war einerseits die Arbeitsteilung, andererseits der allmähliche Verbrauch eines Rohmaterials, das knapp und unersetzlich ist ... Die Geschichte der Metallverarbeitung ist die Geschichte eines unaufhörlichen Schürfens nach jungfräulichen Erzvorkommen, um neue Quellen für die zu finden, die schon erschlossen und erschöpft sind.“
Hat die Metallurgie wirklich die Menschheit verändert?
Waren das in Kapitel 5 nicht unglaublich viele verschiedene Möglichkeiten Metalle, entweder als Reinmetall oder als Legierung, zu verarbeiten?
Für jeden Verwendungszweck ist ein Metall oder eine Legierung vorhanden.
Egal ob man eine Legierung mit sehr niedrigem Schmelzpunkt oder mit extremer Härte benötigt, durch die alte und moderne Metallurgie ist in dieser Hinsicht fast alles möglich geworden.
Schauen wir uns doch einmal bei uns zu Hause oder im Freien um?!
Egal ob Messer, Bleistiftspitzer, Türklinken, Eisenbahnschienen, Autokarosserien, Kupferdraht in Kabeln, Halbleitermetalle auf Computerplatinen oder Kronkorken - unsere gesamte Umwelt ist von Produkten der Metallurgie geprägt.
Angefangen von den durch die Metallurgie hervorgerufenen Veränderungen in der Gesellschaft (siehe Kapitel 2. 4.) bis zu den Metallen, die in hochtechnologischen Bereichen verwendet werden: Grund dafür ist die Stoffklasse der Metalle.
Die Metallurgie hatte zwar nicht immer positive Seiten (siehe zum Beispiel den entscheidenden Anteil der Metalle bzw. Metallurgie in Kriegen und bewaffneten Konflikten), doch sie hat die Menschheit zweifellos auf eine neue Stufe gehoben - und das alles dank einer zufälligen Entdeckung einiger glänzender Punkte in einem Holzfeuer vor 9000 Jahren!
| 7. | Quellenangaben |
Fachliteratur:
| [1] | U. Müller: Anorganische Strukturchemie, B. G. Teubner Verlag, Stuttgart, 1992 |
| [2] | G. Wittke: Metalle, Diesterweg-Sauerländer Verlag, Frankfurt a. M., 1987 |
| [3] | K. Dehnert, M. Jäckel, H. Oehr, U. Rehbein, Prof. Dr. H. Seitz, u. A.: Allgemeine Chemie, Schroedel Schulbuchverlag GmbH, Hannover, 1993 |
Internetquellen:
| [4] | Chemie der Metalle: http://ruby.chemie.uni-freiburg.de/Vorlesung/metalle_0.html |
| [5] | Metalle: Klassifikation, Bindungen, Gitterstrukturen: http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/metalle/metalle.htm |
| [6] | Metalle: http://manske.virtualave.net/oc/anderes/metalle.htm |
| [7] | Periodensysteme: http://www.uniterra.de/rutherford |