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Atome

Entwicklung der Atommodelle

Die Grundbausteine der uns umgebenden Materie sind Atome. Der Name leitet sich aus dem griechischen Wort für "unteilbar" ab. Dass diese Bausteine keinesfalls unteilbar sind wurde Ende des 19. und Anfang des 20. Jahrhunderts entdeckt. 1897 erkannte Joseph John Thomson beim Experimentieren mit Kathodenstrahlen dass das negativ geladene Elektron ein Bestandteil der Atome ist. Er entwarf ein Modell der Atome, dem zu folge diese aus einem positiv geladenen Medium bestehen, in dem die negativ geladenen Elektronen gleichmäßig verteilt sind. Positive und negative Ladung sind dabei gleich groß und deren elektrische Felder heben sich in ihrer Wirkung nach außen auf.
Bekannt ist auch das 1909 veröffentlichte Streuexperiment von Ernest Rutherford, der eine dünne Goldfolie mit Alphastrahlen (zweifach positiv geladene Helium-Atomkerne) beschossen hat und aus den erhaltenen Ablenkwinkeln schloss, dass die positive Ladung der Atome und der größte Teil der Masse auf einen sehr kleinen Bereich im Innern der Atome konzentriert ist. Die Elektronen kreisen seinem Modell zu folge um den positiven Atomkern ähnlich wie die Planeten um die Sonne und schirmen dabei die positive Ladung nach außen ab, womit sich das Atom elektrisch neutral verhält.
1913 veröffentlichte der dänische Physiker Niels Bohr seine Vorstellung von Atomen. Er stellte die Forderung auf, dass Elektronen nur in bestimmten Bahnen (=Schalen) um den positiven Atomkern kreisen können. In den Zwischenräumen dieser Schalen gibt es keine stabilen Zustände und die Elektronen "springen" zwischen den einzelnen Schalen unter Aufnahme beziehungsweise Abgabe von Energie in Form elektromagnetischer Strahlung (=Licht). Die Energieaufnahme bzw. -abgabe geschieht damit im atomaren Maßstab nur in festen Portionen (=Quanten), womit die Entstehung von Spektrallinien erklärt werden konnte.
Mit Hilfe der Theorien vom Welle-Teilchen-Dualismus (Louis de Broglie, 1924), der Schrödinger-Gleichung (Erwin Schrödinger, 1926) und der Unschäferelation (Werner Heisenberg, 1926) wurde nach und nach das Orbitalmodell entwickelt, das lediglich Wahrscheinlichkeiten für den Aufenthalt von Elektronen an einem Punkt um den Atomkern angibt.
Das letzte "Warum?" und "Wie?" der Bewegung von Elektronen und Atomkernen ist nach wie vor ungeklärt und Gegenstand aktueller Forschungen. Wichtig für das Verständnis chemischer Reaktionen ist die Tatsache, dass Atome aus negativ geladenen Elektronen sowie aus positiv geladenen Atomkernen bestehen und dass die Elektronen nur bestimmte (quantisierte) Zustände innerhalb der Atome einnehmen können.

Eisenatom nach Thomson
Abbildung 1:
Eisenatom nach dem Thomsonschen Atommodell:
Die negativ geladenen Elektronen (blau) sind in den positiv geladenen Atomhintergrund (rot) eingebettet, ähnlich Rosinen in einem Kuchen, weswegen das Atommodell auch als Rosinenkuchenmodell oder Plumpuddingmodell bezeichnet wird.
Atome unterscheiden sich in ihren chemischen Eigenschaften durch die Anzahl der Protonen bzw. Elektronen. In einem neutralen, also ungeladenen Atom entspricht die Anzahl der Elektronen in der Atomhülle genau der Anzahl der Protonen im Atomkern. Die Ladung eines Protons beträgt 1,602 176 487(40) * 10-19 C, die eines Elektrons -1,602 176 487(40) * 10-19 C. Auf Grund der hohen Massendifferenz zwischen Elektron (9,109 382 15(45) * 10-31 kg) und Proton (1,672 621 637(83) * 10-27 kg) wird der Atomkern als ruhend betrachtet. Neben Protonen befinden sich im Atomkern noch die (nach außen) elektrisch ungeladenen Neutronen mit einer Masse von 1,674 927 211(84) * 10-27 kg die ebenfalls deutlich zur Massendifferenz zwischen Atomkern und Elektronenhülle beitragen. Die Anzahl der Neutronen im Atomkern entspricht meist der Anzahl der Protonen. Abweichungen der Neutronenzahl bei konstanter Protonenzahl werden als Isotope bezeichnet. Da Neutronen keinen Einfluss auf die chemischen Eigenschaften haben, werden diese im folgenden vernachlässigt.

Elektronenhülle

Wie bereits angesprochen, bewegen sich Elektronen nur in bestimmten Schalen bzw. Orbitalen um den Atomkern. Jedes Orbital entspricht dabei einem Energieniveau und wann immer Energieformen ineinander umgewandelt werden können, strebt ein System einem bestimmten Zustand zu. Elektronen und Protonen ziehen einander auf Grund der unterschiedlichen Ladung an. Das Bohrsche Atommodell, von dem wir wegen seiner Anschaulichkeit ausgehen, weist dabei dem Elektron und Proton einen minimal möglichen Abstand zu, der nicht unterschritten werden kann. Für das "Wieso?" und "Warum?" gilt auch hier, dass zur Zeit noch keine endgültige und umfassende Erklärung besteht. Neben der anziehenden Wirkung zwischen positiv geladenem Atomkern und negativ geladenen Elektronen besteht eine abstoßende Kraftwirkung der Elektronen untereinander. Daher ordnen sich nicht alle Elektronen eines Atoms in der Schale mit dem minimal möglichen Abstand ein. Die einzelnen Schalen bestehen aus weiteren Unterschalen. Bei der Benennung werden die Schalen fortlaufend nummeriert (1, 2, 3, 4, ...) oder mit Buchstaben beginnend bei K versehen (K, L, M, N...). Die Unterschalen werden mit den Buchstaben (s, p, d, f, g, h) bezeichnet. Jede Unterschale und damit auch jede Schale kann nur mit einer maximalen Anzahl an Elektronen besetzt sein. Für die Unterschalen ergeben sich die Maximalzahlen s=2, p=6, d=10, f=14, g=18... . Die Anzahl der Unterschalen ergibt sich zu K=1, L=2, M=3, N=4..., womit sich für die maximale Elektronenzahl einer Schale ergibt: K=2, L=8, M=18, N=32... . Die Schalen und Unterschalen werden von den Elektronen nicht in aufsteigender Reihenfolge besetzt, sondern weitgehend nach folgendem Schema:

Besetzungsschema Elektronenhülle
Abbildung 2:

Keine Regel ohne Ausnahmen - leichte Abweichungen von diesem Schema ergeben sich zum Beispiel bei Kupfer, Chrom, Silber, Platin und Gold.

Eisenatom nach dem Schalenmodell
Abbildung 3:
Eisenatom im Grundzustand nach dem Schalenmodell:
Die negativ geladenen Elektronen (blau) bewegen sich auf Kreisbahnen (Schalen) um den positiv geladenen und als ruhend angesehenen Atomkern.
Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch die Angabe der besetzten Unterschalen beschrieben. Die Angabe erfolgt durch die Nummer der Schale, den Buchstaben der Unterschale und durch die Anzahl der Elektronen in der jeweiligen Unterschale als hochgestellte Nummer. Für Eisen ergibt sich somit die Schreibweise: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2.
Die Elektronen der äußersten Schale eines Atoms werden auch als Valenzelektronen bezeichnet.

Ionisierung

Wie bereits beim Bohrschen Atommodell angesprochen, können sich Elektronen nur auf bestimmten Schalen oder Orbitalen um den Atomkern bewegen. Der Zustand in dem alle Elektronen der Hülle den energetisch niedrigst möglichen Zustand einnehmen, bezeichnet man als den Grundzustand des Atoms. Das oben besprochene Besetzungsschema für die Elektronenschalen gilt für diesen Grundzustand. Führt man den Elektronen der Atomhülle Energie zu, so können diese unter Energieaufnahme auf höhere Unterschalen wechseln (so lange diese noch nicht mit der maximal möglichen Anzahl an Elektronen besetzt ist). Ist ein oder sind mehrere Elektronen auf einer höheren Schale als es dem Grundzustand entspricht, so spricht man von einem angeregten Zustand. Energie kann von den Elektronen nur in festen Portionen (Quanten) aufgenommen werden, da ja nur fest vorgegebene Bahnen um den Atomkern beschrieben werden können. Von dem angeregten Zustand fallen die Elektronen unter Energieabgabe irgendwann zurück in den Grundzustand. Energie wird dabei in Form von elektromagnetischer Strahlung (Licht) aufgenommen beziehungsweise abgegeben. Im Kapitel zur elektrischen Ladung haben wir gesehen, dass eine bestimmte Energiemenge frei wird, wenn sich zwei unterschiedlich geladene Partikel aus einem unendlich großen Abstand auf einen vorgegebenen Abstand annähern. Umgekehrt wird diese Energie benötigt, um die unterschiedlich geladenen Partikel wieder auf einen unendlichen Abstand zu bringen. Genau so können Elektronen aus der Atomhülle durch Energieaufnahme auf eine Kreisbahn in unendlichem Abstand angehoben werden. Somit sind das entsprechende Elektron und das verbleibende, nun positiv geladene Restatom voneinander getrennt. Dieser Vorgang wird Ionisierung genannt, das verbleibende Restatom wird als Ion bezeichnet, die zur Trennung benötigte Energie als Ionisierungsenergie. Besitzt das Restatom weitere Elektronen in seiner Hülle, können auch diese durch Energiezufuhr von dem Atomkern getrennt werden. Die Ionisierungsenergie des zweiten, dritten oder vierten Elektrons steigt mit der Ladung des Ions stark an, da nun ein zweifach, dreifach oder vierfach geladenes Ion entsteht.

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