1.

Einleitung

Metalle, Sammelbezeichnung für diejenigen chemischen Elemente, die alle die folgenden Eigenschaften bzw. die meisten davon aufweisen: Metallische Elemente sind bei normalen Temperaturen fest und lichtundurchlässig – außer in extrem dünnen Schichten; sie haben eine gute hohe Wärmeleitfähigkeit und sind auch gute elektrische Leiter; in poliertem Zustand glänzen sie und bilden im festen Zustand Kristalle.

Metalle und Nichtmetalle werden im Periodensystem durch eine diagonal verlaufende Linie voneinander abgegrenzt. Links oberhalb von ihr stehen die Metalle und rechts unterhalb von ihr die Nichtmetalle. Auf der Diagonalen selbst stehen die so genannten Halbmetalle Bor, Silicium, Germanium, Arsen, Antimon, Tellur, Polonium und Astat. Sie haben sowohl metallische als auch nichtmetallische Eigenschaften. Zu den bekanntesten metallischen Elementen zählen folgende (alphabetisch geordnet): Aluminium, Barium, Beryllium, Bismut, Blei, Cadmium, Calcium, Cer, Chrom, Cobalt, Eisen, Gold, Iridium, Kalium, Kupfer, Lithium, Magnesium, Mangan, Molybdän, Natrium, Nickel, Osmium, Palladium, Platin, Quecksilber, Radium, Rhodium, Silber, Tantal, Thallium, Thorium, Titan, Uran, Vanadium, Wolfram, Zink und Zinn.

Metallische Elemente können untereinander oder mit bestimmten anderen Elementen zu chemischen Verbindungen oder zu Lösungen oder zu innigen Vermischungen zusammentreten. Unter einer Legierung versteht man die Kombination eines Metalls mit einem (oder mehreren) anderen Metallen (z. B. Bronze, Messing) oder mit auch gewissen Nichtmetallen, wie z. B. die Eisen-Kohlenstoff-Legierung Stahl. Die Verbindungen des Quecksilbers mit anderen Metallen nennt man Amalgame – sie zählen zu den intermetallischen Verbindungen.

Neben diesen klassischen Metallen hat man auch andere Stoffe künstlich herstellen können, die gewisse metallische Eigenschaften aufweisen. Zu diesen Substanzen gehören beispielsweise bestimmte Gläser und Kunststoffe. Diese Materialien eignen sich u. a. als Werkstoffe für den Korrosionsschutz oder als elektrische Leiter.

Innerhalb der allgemeinen Grenzen variieren die Eigenschaften von Metallen beträchtlich. Die meisten Metalle sind gräulich gefärbt, Bismut dagegen rötlich, Kupfer rot und Gold gelb. Die Schmelzpunkte (siehe Aggregatzustand) der Metalle liegen zwischen -39 °C beim Quecksilber und 3 410 °C beim Wolfram. Die höchste relative Dichte aller Metalle hat Iridium mit 22,4, und die geringste hat Lithium mit 0,53. Im Kristallverband oder auch Metallgitter findet der Zusammenhalt zwischen den Atomen durch Metallbindungen statt (siehe chemische Bindung; Kristall). Bei gewöhnlichen Temperaturen hat Bismut die niedrigste elektrische Leitfähigkeit aller metallischen Elemente – Silber hat die höchste. Bei sehr tiefen Temperaturen sind einige Metalle in der Lage, elektrischen Strom widerstandsfrei zu leiten (siehe Supraleitfähigkeit; Tiefsttemperaturtechnik). Die elektrische Leitfähigkeit der meisten Metalle nimmt ab, wenn man sie mit anderen Metallen legiert. Beim Erwärmen dehnen sich alle Metalle aus, und beim Abkühlen kontrahieren sie sich. Bestimmte Legierungen, darunter einige von Platin und Iridium, haben extrem kleine thermische Ausdehnungskoeffizienten.

Ein halbmetallisches Verhalten konnten amerikanische Wissenschaftler erstmals im März 1998 experimentell nachweisen. Als Versuchsmaterial diente ein hauchdünner Film von Manganperowskit, der unter Hochvakuum mit einem gepulsten Laser hergestellt wurde. Die Elektronen dieses Films verhielten sich bei den Untersuchungen unterschiedlich, je nach Ausrichtung ihres Spins. Das eine Verhalten ähnelte dem eines metallischen Leiters, während das andere mehr dem eines Isolators glich.

2.

Physikalische Eigenschaften

Metalle sind im Allgemeinen recht fest und widerstandsfähig gegen unterschiedlich geartete Belastungen. Von Metall zu Metall gibt es jedoch starke Variationen der Eigenschaften. Zu den interessanten Merkmalen der Metalle gehören die Härte (der Widerstand gegen Verformung und Abrieb), die Zugfestigkeit und die Bruchfestigkeit, die Elastizität (die Fähigkeit, nach einer Verformung die vorherige Gestalt wieder anzunehmen), die Formbarkeit durch Schmieden oder Hämmern, die Beständigkeit gegen Materialermüdung (also die Fähigkeit, ständig wiederkehrenden Belastungen zu widerstehen) und die Duktilität (die Formbarkeit, ohne dass ein Bruch eintritt). Siehe Werkstoffkunde und -technik. Einige Metalle und Legierungen kommen als magnetische Werkstoffe zum Einsatz.

Im Nanobereich nimmt die Härte von Metallen mit abnehmender Korngröße der Kristalle ebenfalls ab. Grund hierfür ist u. a. eine bessere Beweglichkeit der kleineren Partikel.

3.

Chemische Eigenschaften

Metalle haben in den meisten ihrer Verbindungen positive Oxidationsstufen. Das bedeutet, sie können Elektronen an die Atome der anderen Elemente abgeben. Dagegen haben typische Nichtmetalle wie Stickstoff, Schwefel oder Chlor in den meisten ihrer Verbindungen negative Oxidationsstufen. Nichtmetalle nehmen bei der Bindung Elektronen auf. Metalle sind in den meisten anorganischen Lösungsmitteln unlöslich und bilden mit den meisten Säuren Salze (siehe Säuren und Basen; chemische Reaktion; Oxidation; Reduktion).

Metalle haben im Allgemeinen niedrige Ionisierungspotentiale, d. h., sie reagieren leicht unter Verlust von Elektronen und bilden dabei Kationen (positive Ionen).

4.

Elektronenstruktur

Bei den früheren Versuchen, die Elektronenkonfigurationen der Metalle zu erklären, sahen die Physiker in der hohen thermischen und elektrischen Leitfähigkeit der Metalle einen Hinweis darauf, dass Metalle aus Atomen bestehen, die sich in einem homogenen „Gas” freier Elektronen befinden. Man glaubte, dass die elektrostatische Anziehung zwischen den positiven Atomrümpfen und den frei beweglichen Elektronen für die Bindungen zwischen den Atomen verantwortlich ist. Die freie Beweglichkeit der Elektronen war also die Erklärung für die hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit der Metalle. Dagegen sprach u. a. die spezifische Wärmekapazität, die bei Metallen viel geringer ist, als nach dieser Theorie zu erwarten wäre. Siehe auch Elektronengas

1928 postulierte der deutsche Physiker Arnold Sommerfeld, dass die Elektronen in Metallen in einer Quantenanordnung vorliegen, bei der die ihnen zugänglichen niedrigen Energieniveaus praktisch voll besetzt sind (siehe Atom; Quantentheorie). Im gleichen Jahr verfeinerten der Physiker Felix Bloch sowie später der französische Physiker Léon Brillouin diese Vorstellung. Ihre Arbeiten führten zu dem heute allgemein akzeptierten Bändermodell, mit dem sich die Leitfähigkeit metallischer Festkörper deuten lassen.

Nach dem Bändermodell nehmen von jedem Metallatom nur einige Valenzelektronen an der Bindung mit allen direkt benachbarten Atomen teil. Dadurch „gehören” die Elektronen in sehr hohem Maße allen betreffenden Atomen, d. h., sie werden zwischen ihnen geteilt. Dazu überlappen zwischen Nachbaratomen die Atomorbitale mit ähnlichen Energien. Die Überlappung zieht sich über den gesamten Metallverband hin, so dass sich die Orbitale nicht nur über einige Atomabstände, sondern über das ganze Gitter erstrecken. Jedes dieser Orbitale hat eine etwas andere Energie, weil die Atomorbitale, aus denen sie hervorgingen, zu Beginn nicht alle die gleiche Energie hatten. Die Anzahl der Orbitale ist ebenso groß wie die Anzahl der ursprünglichen Atomorbitale, wobei jedes von ihnen zwei Elektronen aufnehmen kann. Dabei werden sie in der Reihenfolge ansteigender Energie gefüllt, bis alle vorhandenen Elektronen untergebracht sind. Somit befindet sich stets eine bestimmte (enorm hohe) Zahl von Elektronen in dem so genannten Energieband. Jedes Band umfasst einen bestimmten Energiebereich, in dem die Energien seiner Elektronen liegen müssen. Bei einigen Metallen gibt es Lücken zwischen den Bändern, so dass bestimmte Energiebereiche für die Elektronen verboten sind. In einem Metall ist das Band mit den höchsten Energien nicht ganz gefüllt, so dass einige Elektronen elektrische oder thermische Energie aufnehmen können und dabei in etwas höhere Energieniveaus gelangen. Das ist die Erklärung der guten Leitfähigkeit der Metalle sowie ihrer niedrigen spezifischen Wärme; denn nur wenige Elektronen (die energiereichsten) können thermisch angeregt werden und dadurch in höhere Niveaus gelangen.

Siehe auch Alkalimetalle; Buntmetalle; Erdalkalimetalle; Halbleiter; Korrosion; Lötmetalle; Metallurgie; Nichteisenmetalle; Schwermetalle; Übergangsmetalle