Legt man an einen Metallstab einen Strom an, wird dieser weitergeleitet. Legt man den Strom aber an Kunststoff an, wird kein Strom geleitet. Was also macht Metalle zu elektrischen Leitern? Diese Eigenschaft der Metalle beruht auf der sogenannten metallischen Bindung.
Metallische Bindung – Definition
Die metallische Bindung, auch Metallbildung genannt, gehört zu den chemischen Bindungen. Frei bewegliche Elektronen bilden eine Gaswolke, die dann für die entsprechenden Eigenschaften verantwortlich ist. Genaueres dazu erfährst du aber im nächsten Abschnitt. Hier ist nur einmal wichtig, dass die Elektronen unter anderem für die Stromleitfähigkeit und auch den Glanz der Metalle und Legierungen verantwortlich sind.
Die metallische Bindung ist eine chemische Bindung. Sie bezeichnet die elektrostatische Anziehung zwischen den positiven Atomrümpfen der Metalle und dem Elektronengas.
Metallische Bindung – einfach erklärt
Die metallische Bindung lässt sich über zwei Modelle erklären. Dazu gehört das Elektronengasmodell, das die Elektronen als Gaswolke beschreibt. Die zweite Vorstellung in Form eines Bändermodells ist deutlich genauer, aber auch komplexer.
Das Elektronengasmodell
Beim Elektronengasmodell geben die Metallatome ihre Valenzelektronen in einer Metallbindung ab. Die Metallatome werden so zu positiven Ionen, die auch als Atomrümpfe bezeichnet werden.
Atomrümpfe existieren in einer Metallbindung und sind Atome ohne Valenzelektronen.
Diese Atomrümpfe sind in einem sogenannten Metallgitter angeordnet. Dies ist eine regelmäßige räumliche Struktur der Atomrümpfe. Die abgegebenen Valenzelektronen sind delokalisiert und bilden ein Elektronengas um die Atomrümpfe. So nutzt jeder Atomrumpf die Elektronen und kann damit die Edelgaskonfiguration erreichen. Die Anziehung zwischen den positiven Atomrümpfen und dem negativen Elektronengas hält das Metall zusammen.
Eine schematische Darstellung siehst du dazu in Abbildung 1. Hier wird auch deutlich, dass die Elektronen, die sich im Elektronengas befinden, nicht eindeutig den Atomrümpfen zugeordnet werden können.
Als Valenzelektronen bezeichnet man die Elektronen, die sich in einem Atom im äußersten Orbital aufhalten. Orbitale sind dabei die räumlichen Darstellungen, in denen sich die Elektronen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit aufhalten. Nur die Valenzelektronen nehmen an Reaktionen überhaupt teil.
Delokalisierte Elektronen sind Elektronen, die nicht an ein bestimmtes Atom gebunden sind. Diese Elektronen verhalten sich wie Gasteilchen, deshalb spricht man hier von einem Elektronengas.
Das Bändermodell
Mithilfe der Bändertheorie lässt sich die Metallbindung mithilfe von Molekülorbitalen erweitert erklären. Am Beispiel des Alkalimetalls Natrium kann man das Modell veranschaulichen. Natrium besitzt ein Valenzelektron im 3s Orbital. Kommen zwei Natriumatome zusammen, überlappen die entarteten 3s Atomorbitale und es entstehen zwei Molekülorbitale: eines mit einem niedrigeren Energieniveau (bindendes Orbital) und eines mit einem höheren Energieniveau (antibindendes Orbital).
Orbitale bezeichnen allgemein einen Raum, in dem sich die Elektronen mit 90%-iger Wahrscheinlichkeit aufhalten. Dadurch lassen sich Grenzen abstecken, die dann räumliche Strukturen ergeben. Überlagern sich solche Orbitale, bilden sich Molekülorbitale aus. Man bezeichnet die entstehenden Molekülorbitale als entartet, wenn zwei zuvor unterschiedliche Orbitalebenen das gleiche Energieniveau annehmen. Orbitalebenen bezeichnen dabei die Energieniveaus, auf denen sich die Orbitale zuvor befunden haben.
Sicherlich erscheint dir dieses Thema im ersten Moment als sehr kompliziert. Daher schaust du dir am besten den Artikel zum Thema Molekülorbitaltheorie an. Dort findest du zahlreiche Informationen darüber, was Orbitale sind und wie die verschiedenen Arten entstehen.
Eine Bindung ist energetisch günstiger
Die beiden Valenzelektronen teilen sich nun das energetisch günstige bindende Molekülorbital. Bei drei Atomen entsteht ein bindendes, ein nicht-bindendes und ein antibindendes Orbital.
Als bindende Orbitale bezeichnet man die Molekülorbitale, bei denen zwei Atomorbitale überlagern, die das gleiche Vorzeichen besitzen. Dieses Vorzeichen entsteht durch die Beschreibung der Orbitale mit einer Wellenfunktion. Mithilfe von bindenden Orbitalen wird die Bindung zwischen zwei Atomen gestärkt. Antibindende Orbitale hingegeben entstehen, wenn sich zwei unterschiedliche Vorzeichen überlagern. Sie schwächen die Bindung. Die folgende Tabelle zeigt dir diesen Unterschied auch noch einmal mit Farben.
| Bindendes Orbital | Antibindendes Orbital |
 Abbildung 2: Bindendes Orbital zwischen zwei Atomen
|  Abbildung 3: Antibindendes Orbital zwischen zwei Atomen
|
Das bindende ist bereits mit zwei Elektronen besetzt. Das dritte muss in das nicht-bindende Orbital. Bei vier Atomen gibt es wieder zwei bindende und zwei antibindende Orbitale. Mit jedem hinzukommenden Atom kommen immer mehr Molekülorbitale dazu. Jedoch werden die antibindenden Orbitale in diesem Fall nie besetzt.
In der folgenden Abbildung sieht du die Aufteilung entsprechend der Orbitale einmal ausführlich für Natrium. Grün sind dabei die bindenden Orbitale, die die Bindung stabilisieren. Die orangenen Orbitale sind die antibindenden Orbitale, die hier in keinem einzigen Fall besetzt sind.
Die Energiesenkung des bindenden Molekülorbitals im Gegensatz zum Atomorbital begünstigt also eine Bindung. Das erklärt, wieso ein Verbund aus mehreren Metallatomen stabil ist. Damit wird also auch erklärt, wie die metallische Bindung zustande kommt. Diese Frage lässt sich mit dem Elektronengasmodell nicht beantworten.
Energieniveaus bilden ein Energieband
Je mehr Atome dazu kommen, desto mehr Energieniveaus entstehen. Diese liegen immer dichter beieinander. Die gesamte Anzahl der Molekülorbitale bildet ein Band. Bei Natrium spalten sich die 3s-Orbitale also zu einem 3s-Band auf. Die obere Hälfte des Bands sind dabei antibindende und die untere Hälfte bindende Molekülorbitale. Die Energiebänder der Valenzelektronen bilden ein sogenanntes Valenzband.
Die folgende Abbildung zeigt dir diese Valenzbänder für den Fall des Natriums, wenn sehr viele Atome zusammenkommen. Die Orbitale liegen entsprechend immer dichter und formen damit jeweils zwei Bänder.
Elektrische Leitfähigkeit und das Bändermodell
Dieses Valenzband des Natriums überlappt mit dem 3p-Band, das leer ist. Durch die Überlappung können Elektronen aus dem 3s-Band in das 3p-Band wandern. Dadurch ist das Metall elektrisch leitfähig. Das 3p-Band ist dabei ein sogenanntes Leitungsband. Diese Bänder sind über dem gesamten Kristall ausgedehnt und so sind die Elektronen über dem ganzen Kristall delokalisiert. Das ist vergleichbar mit dem Elektronengasmodell.
Die Bezeichnung als Kristall stammt hier davon, dass die Metallbindung eine Kristallstruktur aufweist. Daher wird das Metall teilweise auch als Metallkristall bezeichnet. Diese Benennung wirst du allerdings eher seltener finden.
Elemente der zweiten Hauptgruppe
Die Erdalkalimetalle haben zwei Valenzelektronen. Wenn diese nun einen Verbund eingehen, sind sowohl alle bindenden, als auch alle antibindenden Molekülorbitale besetzt. Damit wäre ein Verbund eigentlich nicht möglich, da daraus kein Energiegewinn im Gegensatz zu einzelnen Atomorbitalen resultieren würde. Nun überlappen aber Valenzband und Leitungsband. Die Elektronen in den antibindenden Molekülorbitals des Valenzbands befinden sich in den bindenden Molekülorbitalen des Leitungsbands. Somit ist ein Verbund wieder begünstigt und die elektrische Leitfähigkeit ist ebenfalls analog zu Natrium erklärbar.
Metallische Bindung – Stärke
Die Stärke der metallischen Bindung und somit auch die des Metalls hängen von der Ladung und der Größe des Atomrumpfs ab.
- Je höher die Ladung des Metallions ist, desto stärker ist die elektrostatische Anziehung zu den Elektronen und damit auch die Bindung.
- Je größer der Ionenradius ist, desto schwächer ist die metallische Bindung, denn hier hat der positive Atomkern eine größere Distanz zu den Elektronen und so wirkt eine schwächere Anziehungskraft.
Eigenschaften aufgrund der metallischen Bindung
Nachdem du nun gelernt hast, wie diese metallische Bindung überhaupt aufgebaut ist, gehst du noch einmal den Schritt zurück und betrachtest nun die zuvor bereits erwähnten Eigenschaften von Metallen mit deinem neuen Wissen.
Metallischer Glanz
Damit ein Material glänzt, muss es Licht reflektieren. Bei Metallen wird das Licht durch die delokalisierten Elektronen reflektiert. Diese sind ständig in Bewegung. Trifft Licht in Form einer Welle auf das Metall, nehmen die Elektronen diese Schwingung auf und strahlen diese Welle wieder aus. Das Licht wird also zurückgeworfen und kann nicht in das Material eindringen.
Wärmeleitfähigkeit
Wärme bezeichnet die Bewegungsenergie von Teilchen. Dass Metalle so gut Wärme leiten, liegt erneut an den delokalisierten Elektronen, die durch das Wirken einer Wärmequelle sich schneller im Metall bewegen können. Auch können sie durch häufigere Zusammenstöße andere Elektronen zur schnelleren Bewegung anregen. Nach einer Weile schwingen auch die Atomrümpfe, wodurch die Wärmeleitung weiter verstärkt wird.
Elektrische Leitfähigkeit
Bei der elektrischen Leitfähigkeit hat ein Material die Fähigkeit Strom weiterzuleiten. Bei Strom handelt es sich um die gerichtete Bewegung von Ladungsträgern. Die frei beweglichen Elektronen im Metall können durch das Anlegen einer Spannung von einem Ende zum anderen Ende innerhalb des Metalls fließen. Daher sind Metalle elektrisch leitfähig.
Die Bewegung der Elektronen in einem elektrischen Feld ist in der Abbildung auch markiert. Diese macht dir zudem deutlich, dass sich die Elektronen zwar alle auf den Pluspol zubewegen, dies aber nicht immer direkt gerade aus sein muss. Die Elektronen bewegen sich um die Atomrümpfe herum auf ihr Ziel zu.
Verformbarkeit
Verformbar ist ein Material, wenn es sich durch eine Kraft- oder Wärmeeinwirkung verformen lässt ohne zu brechen. Beim Verformen eines Metalls verschieben sich die Atomrümpfe zwar gegeneinander, aber es befinden sich ständig Elektronen zwischen ihnen, sodass es zu keiner elektrostatischen Abstoßung gleicher Ladung kommt. Damit bleibt die metallische Bindung erhalten und das Metall lässt sich verformen.
Legierungen
Bei Legierungen handelt es sich um ein Metallgemisch. Aufgrund unterschiedlicher Atomgrößen der gemischten Metalle, lassen sich die Ebenen des Metallgitters nicht mehr so leicht gegeneinander verschieben. Dadurch sind Legierungen härter und schwerer zu verformen. Abbildung 7 zeigt dir den schematischen Aufbau einer solchen Legierung auf Basis der Atomrümpfe und Elektronen.
Vorkommen der metallischen Bindung
Die metallische Bindung kommt in Metallen und Legierungen vor. Aber auch in manchen Salzen sind diese Bindungen anzutreffen. Die Salze stellen eine Übergangsform von der metallischen Bindung zur Ionenbindung dar. Sie besitzen einen metallischen Glanz und leiten den Strom nur in eine Richtung. Strom wird durch ein Metall allerdings immer nur in eine Richtung gleichzeitig geleitet. Die Eigenschaft ist dementsprechend abhängig von der Richtung, in die der Strom geleitet wird. Dieses Phänomen, dass Eigenschaften mit einer Richtung verbunden sind, wird auch als Anisotropie bezeichnet.
Metallische Bindung – Das Wichtigste
- Die metallische Bindung ist eine elektrostatische Anziehung zwischen Atomrümpfen in einem Gitter und dem Elektronengas um sie herum.
- Die Atomrümpfe liegen deshalb vor, weil die Valenzelektronen sich leicht von ihrem Atom trennen können.
- Die metallische Bindung kann mit dem Elektronengasmodell oder dem Bändermodell erklärt werden.
- Die Stärke der metallischen Bindung wird von der Ladung und der Größe der Metallionen beeinflusst.
- Die metallische Bindung ist die Ursache für die Eigenschaften von Metallen und Legierungen, wie elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, metallischer Glanz und Verformbarkeit.
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