Metaalbinding

Chemische binding
	Dipool-dipoolinteractie
Moleculen (intramoleculair)
	Covalente binding;
Moleculen (intermoleculair)
	Vanderwaalskrachten; Waterstofbrug;
Zouten
	Ionbinding; Ion-dipoolkrachten;
Metalen
	Metaalbinding;
Covalente netwerken
	Covalente binding;
Theorieën
	Lewistheorie; Valentiebindingstheorie; VSEPR-theorie; Molecuulorbitaaltheorie;
Eigenschappen
	Bindingslengte; Bindingshoek; Bindingsenthalpie; Bindingsenergie; Bindingsorde; Elektronegativiteit; Roosterenthalpie;
Portaal	Scheikunde

Metaalbinding is een vorm van binding tussen atomen of eigenlijk ionen van zwak elektronegatieve, dat is van elektropositieve elementen. Dat zijn chemische elementen waarvan de atomen gemakkelijk elektronen afstaan of delen. Deze groep elementen, aan de linkerkant van het periodiek systeem, zijn de metalen. De metaalionen in een metaalrooster delen onderling de elektronen van hun buitenste elektronenschil. Door het relatief elektropositieve karakter van metalen is de aantrekking tussen de atoomkernen, die het metaalrooster vormen, en hun buitenste elektronen, gering.

Het gevolg is dat de buitenste elektronen zich tamelijk vrij tussen de atomen kunnen bewegen. Eén voorstelling van metaalbinding is dat het metaal een rooster vormt van positieve metaalionen met daartussen vrije, beweeglijke elektronen. De elektrische kracht waarmee de tegengesteld geladen ionen en elektronen elkaar is er groot genoeg voor om het geheel stevig aan elkaar te 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 het ideaal nog het meest. In andere metalen blijven de elektronen nog wel de potentiaal van de atomen voelen.

Er zijn in een metaalrooster geen moleculen te onderkennen, dus is een metaalbinding noch een intramoleculaire noch een intermoleculaire kracht. De bindingselektronen zijn in alle richtingen zodanig gedelocaliseerd dat het niet meer duidelijk is bij welke atomen ze horen. Delocalisatie is vooral bekend van benzeen, maar komt ook in grotere aromatische verbindingen voor, zoals in naftaleen en antraceen. 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 een 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 lanthanoïden 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 bindingssterkte van een metaalbinding wordt bepaald door:

het aantal vrije elektronen
de straal van de metaalionen

Eigenschappen

Geleiding

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

Kneedbaarheid

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

Metalen hebben meestal 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 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 is de metaalbinding niet zo sterk. De elementen van deze groep zijn daarom verrassend vluchtig.

Oplosbaarheid

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 vloeibaar kwik. Er ontstaat een vaste oplossing waarbij de atomen van het opgeloste metaal (goud) zich schikken in het atoomrooster van het oplossend metaal (kwik). Als metalen dezelfde roosterstructuur hebben kunnen ze zelfs in alle verhoudingen in elkaar oplosbaar zijn, zoals goud en zilver in elektrum. Vaak ook ontstaan er na menging materialen met een andere roosterstructuur, die men als metaal-verbindingen zou kunnen betitelen (voorbeelden?) waarbij de stoichiometrische verhoudingen niet in natuurlijke getallen kunnen worden uitgedrukt. Doordat metalen namelijk niet moleculair zijn maar bestaan uit atomen binnen een ionrooster, gaat het principe van Dalton (van de vaste verhoudingen) voor deze stoffen niet op. Hierdoor verliest het begrip zuivere stof goeddeels zijn nut en kan men beter over fasen.

Modellen omtrent de metaalbinding

Elektronenzee-model. In het elektronenzee-model wordt het metaal beschouwd als een 3d-rangschikking van 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.