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Atomaufbau
Atome sind im chemischen Sinn die Grundbausteine aller Materie. Das Wort Atom leitet sich vom griechischen Wort atomos ab, das „unteilbar“ bedeutet. Chemisch sind Atome tatsächlich nicht teilbar; sie bilden die kleinste Einheit jedes chemischen Elements. Ein Wasserstoffatom beispielsweise ist die kleinste Einheit des Elements Wasserstoff (Elementsymbol: H).
Heute weiß man, dass Atome physikalisch teilbar sind. Sie bestehen aus kleineren Teilchen; den sogenannten Elementarteilchen. Diese bilden die Atomhülle und den Atomkern, von denen für uns aber nur die Protonen, Neutronen und Elektronen Bedeutung haben. Der Atomkern besteht aus positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen Neutronen. Die Atomhülle besteht aus negativ geladenen Elektronen. In einem Atom entspricht die Anzahl der Elektronen in der Hülle immer der Anzahl der Protonen im Kern.
Die Ladung, die die geladenen Elementarteilchen (also Elektronen und Protonen) tragen, wird als Elementarladung () bezeichnet und in Coulomb (C) angegeben.
Die Ladung der negativ geladenen Elektronen beträgt etwa –1,6 · 10–19 C, die der positiv geladenen Protonen etwa +1,6 · 10–19 C. Im Betrag ist die Ladung von Protonen und Elektronen also gleich.
Da ein Atom insgesamt ungeladen ist, muss die Anzahl an Protonen im Atomkern und Elektronen in der Atomhülle gleich sein. Nur so können deren Ladungen sich ausgleichen. Weichen Elektronenzahl und Protonenzahl voneinander ab, liegen geladene Teilchen vor. Man spricht dann von Ionen. Die Anzahl der Protonen im Atomkern entspricht der Ordnungszahl. Alle Atome desselben Elements haben die gleiche Anzahl an Protonen und daher auch die gleiche Ordnungszahl. Statt Ordnungszahl verwendet man auch die Begriffe Kernladungszahl, Protonenzahl oder Atomnummer. Am Elementsymbol wird sie üblicherweise links tiefgestellt angegeben.
Die Masse der Protonen und Neutronen ist etwa 2000 mal so groß wie die der Elektronen. Der Atomkern bildet daher die Hauptmasse des Atoms. Die Gesamtzahl an Protonen und Neutronen bezeichnet man als Massenzahl (auch Nukleonenzahl). Sie entspricht in etwa der Masse des Atoms und ist hochgestellt links neben dem Elementsymbol zu finden. Die Masse der Elektronen ist so gering, dass sie hierbei vernachlässigt wird.
Ein Atom, dem eine Ordnungszahl und eine Massenzahl zugeordnet wurden, nennt man Nuklid. ist beispielsweise ein selten vorkommendes Nuklid des Sauerstoffs. Das Nuklid enthält zwei Neutronen mehr als .
Nuklide
Wasserstoff () enthält ein Proton, seine Ordnungs- und Massenzahl sind daher 1. Sauerstoff () enthält 8 Protonen und 8 Neutronen, es hat demnach die Ordnungszahl 8 und die Massenzahl 16.
(Quelle: Boeck, Kurzlehrbuch Chemie, Thieme, 2018)Ordnungs- und Massenzahl
Für die Prüfung solltest du einem Nuklid Ordnungs- und Massenzahl zuordnen können und auch wissen, was sie bedeuten:
Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenzahl im Atomkern = Elektronenzahl in der Atomhülle
Massenzahl = Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl
Für Massenangaben bei Atomen nutzt man die atomare Masseneinheit (u). Sie ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffnuklids und beträgt:
1 u = 1,66057 · 10–27 kg
Die relative Atommasse () des Atoms beträgt demnach 12 u. Man spricht bei Atommassen immer von „relativen“ Atommassen, da die Angaben sich auf eine relative Größe (1/12 der Masse des Atoms ) beziehen.
Elektronenhülle
Die Atomhülle ist der Aufenthaltsraum der Elektronen und wird daher auch als Elektronenhülle bezeichnet. Die Elektronenhülle ist etwa 20 000- bis 150 000-mal größer als der Atomkern, macht aufgrund der geringen Masse von Elektronen jedoch nur etwa 1/2000 des Atomgewichts aus.
Die Elektronenhülle bestimmt neben der Größe des Atoms auch dessen chemische Eigenschaften ganz wesentlich. Wo sich die einzelnen Elektronen mit großer Wahrscheinlichkeit in der Atomhülle aufhalten und wie Bindungen zwischen Elektronen verschiedener Atome zustande kommen, kann durch das Orbitalmodell erklärt werden.
Orbitalmodell
Frühere Atommodelle (nach Niels Bohr und Arnold Sommerfeld) gingen davon aus, dass sich Elektronen auf definierten Kreisbahnen um den Atomkern herum bewegen. Man stellte sich Elektronen als Teilchen vor, die den Atomkern umkreisen, wie die Planeten unseres Sonnensystems die Sonne.
Diese Vorstellung stieß schnell an ihre Grenzen und wurde von der Idee abgelöst, dass Elektronen Wellencharakter haben und sich mit einer hohen Wahrscheinlichkeit in einem definierten Bereich um den Atomkern herum aufhalten. Hier setzt das Orbitalmodell an.
Der räumliche Aufenthaltsbereich wird durch das Betragsquadrat der Wellenfunktion, dem sogenannten Orbital, beschrieben. Die Wellenfunktion enthält diskrete Zahlen, die als Quantenzahlen bezeichnet werden. Diese geben Hinweise auf die Schale, auf der sich das Elektron befindet (Hauptquantenzahl), die räumliche Verteilung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Nebenquantenzahl) sowie die räumliche Orientierung (Magnetquantenzahl) und den Bahndrehimpuls (Spinquantenzahl) der Elektronen. Jedes Elektron der Atomhülle muss sich in einer dieser Quantenzahlen unterscheiden, was oft dazu führt, dass man sagt, zwei Elektronen besetzen ein Orbital – dies ist jedoch nicht ganz exakt.
Orbitale
Die Formulierung, dass sich Elektronen in einem Orbital befinden, ist genau genommen nicht korrekt, sie werden durch das Orbital beschrieben.
Zum besseren Verständnis sprechen wir dennoch davon, dass Elektronen ein Orbital besetzen bzw. sich darauf befinden. Werden die durch die Wellenfunktion beschriebenen Orbitale grafisch dargestellt, können diese verschiedene Formen annehmen: das s-Orbital ist beispielsweise kugelförmig, die p-Orbitale sind hantelförmig.
s- und p-Orbital
Orbitale, die Aufenthaltsbereiche von Elektronen in der Atomhülle, haben unterschiedliche Formen. s-Orbitale beispielsweise sind kugelförmig, p-Orbitale hantelförmig.
(Quelle: Boeck, Kurzlehrbuch Chemie, Thieme, 2018)Auch wenn das Orbitalmodell nicht darauf aufbaut, dass sich Elektronen auf klar definierten Bahnen um den Atomkern herum bewegen, ordnet man den Hauptquantenzahlen gern den aus früheren Modellen bekannten Begriff der Schalen zu. Die Entfernung vom Atomkern, also die Schale, auf der sich das Elektron befindet, hängt vom Energiegehalt des Elektrons ab. Die Elektronen werden vom positiv geladenen Atomkern angezogen – die energieärmeren Elektronen befinden sich daher näher am Atomkern als die energiereicheren. Man kann sich diesen Vorgang wie ein Tauziehen vorstellen, die Protonen des Atomkerns stehen auf der einen Seite des Seils, die Elektronen auf der anderen. Je weniger Kraft (Energie) die Elektronen haben, umso stärker werden sie von den Protonen angezogen.
Die Hauptquantenzahlen der Orbitale entsprechen – vereinfacht gesagt – den verschiedenen Schalen der Elektronenhülle. Die Energie der Elektronen, die durch diese Hauptquantenzahlen beschrieben werden, nimmt mit zunehmender Entfernung vom Atomkern zu.
Schalenmodell
Quantenzahlen
Um zu beschreiben, auf welcher Schale (also welchem Energieniveau) sich ein Elektron befindet, wird ihm ein Zahlenwert, die sogenannte Hauptquantenzahl (1, 2, 3, …, n), zugeordnet. Elektronen mit dem niedrigsten Energieniveau sind durch n = 1 charakterisiert, sie befinden sich auf der innersten Schale, die als K-Schale bezeichnet wird. Energiereichere Elektronen, die sich auf der zweiten Schale, der L-Schale, befinden, haben die Hauptquantenzahl 2 usw.
Die Nebenquantenzahl (0, 1, 2, …, n – 1) gibt die Art des Orbitals an, auf dem sich das Elektron befindet. Hat ein Elektron die Nebenquantenzahl 0, dann befindet es sich auf einem kugelförmigen s-Orbital, 1 steht für die hantelförmigen p-Orbitale, 2 kennzeichnet ein d-Orbital und 3 ein f-Orbital.
Mithilfe der Magnetquantenzahl lässt sich herausfinden, welche und vor allem wie viele Orbitale auf welcher Schale zu finden sind. Daraus wiederum wird klar, wie viele Elektronen sich auf den einzelnen Schalen aufhalten können – aber dazu kommen wir später. Die Magnetquantenzahl kann Werte zwischen +l (l = Nebenquantenzahl) und –l annehmen. Zur Erinnerung: l = 0 = s-Orbital, l = 1 = p-Orbital usw.
Für die K-Schale (n = 1) ist l = 0 (s-Orbital), da l alle Werte bis n–1 einnehmen kann. Die Magnetquantenzahl (m) kann daher ebenfalls nur den Wert 0 annehmen. Dies bedeutet, dass sich auf der ersten Schale genau ein s-Orbital befindet.
Bei der L-Schale (n = 2) kann l die Werte 0 (s-Orbital) und 1 (p-Orbital) einnehmen. Ist l = 0, dann ist m ebenfalls 0. Die zweite Schale enthält also ebenfalls ein s-Orbital. Für l = 1 hingegen kann m = –1, 0 und +1 sein. Dass m drei verschiedene Werte annehmen kann, bedeutet, dass auf der L-Schale neben einem s-Orbital 3 p-Orbitale vorliegen. Die 3 p-Orbitale werden px, py und pz genannt.
px-, py- und pz-Orbital
Räumliche Darstellung der drei p-Orbitale.
(Quelle: Boeck, Kurzlehrbuch Chemie, Thieme, 2018)Bei der M-Schale (n = 3) kann l die Werte 0, 1 und 2 (d-Orbital) einnehmen. Wir wissen also, dass die M-Schale ein s-Orbital (m = 0) und 3 p-Orbitale (m = –1, 0 und +1) enthält. Für l = 2 kann m fünf verschiedene Werte, nämlich –2, –1, 0, +1 und +2, einnehmen. Es existieren also neben dem s- und den p-Orbitalen fünf weitere d-Orbitale.
Die letzte wichtige Quantenzahl ist die Spinquantenzahl. Sie kann die Werte +½ und –½ annehmen. Die Elektronen eines Orbitals dürfen nie die gleiche Spinquantenzahl haben. Daher können sich auf jedem Orbital (egal, ob s-, p- oder d-Orbital) maximal 2 Elektronen aufhalten.
Mit diesem Wissen kann man nun anhand der Elektronenanzahl eines Atoms (die der Ordnungszahl entspricht) die genaue Konfiguration der Elektronen beschreiben. Umgekehrt lässt sich an der Elektronenkonfiguration eindeutig erkennen, um welches Atom es sich handelt.
Elektronenkonfiguration
Die Elektronenkonfiguration gibt an, welche Energiezustände, also welche Quantenzahlen, die Elektronen des Atoms haben. Natürlich werden immer die Zustände niedrigster Energie zuerst besetzt.. Zwei Elektronen können nicht in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen (Pauli-Prinzip) und bei energetischen gleichen Orbitalen (z.B. den drei p-Orbitalen) werden diese zuerst mit je einem Elektron besetzt, bevor sie mit dem zweiten Elektron aufgefüllt werden (Hund-Regel).
Man kann sich die Belegung der Schalen und Orbitale in etwa so vorstellen, wie die Besetzung von Sitzplätzen in öffentlichen Verkehrsmitteln. Alle Fahrgäste streben an, möglichst wenig Energie auf der Suche nach einem Sitzplatz zu investieren. Zwei Fahrgäste würden sich nie auf den gleichen Platz setzen (Pauli-Prinzip) und bei einem leeren Vierersitz setzen sich die Fahrgäste meist schräg gegenüber voneinander (Hund-Regel). Die weiteren Plätze werden erst dann besetzt, wenn sich diese Möglichkeit nicht mehr bietet.
Für die Elektronenkonfiguration wird eine einheitliche Schreibweise verwendet. Zuerst wird die Schale genannt, auf dem sich das Elektron befindet, dann das Orbital und dahinter hochgestellt die Anzahl der Elektronen im Orbital. Hier ein Beispiel:
Bor hat die Ordnungszahl 5 und demnach auch 5 Elektronen. Die Elektronenkonfiguration des Atoms ist nach den obenstehenden Regeln:
1s2 2s2 2p1
Die 1. Schale (K-Schale) ist mit 2 Elektronen auf dem s-Orbital voll besetzt. Die 2. Schale (L-Schale) kann 1 s- und 3 p-Orbitale, also insgesamt 8 Elektronen beherbergen. Sie ist im Fall des Bors nicht voll besetzt. Auf der 2. Schale befinden sich in diesem Fall 2 Elektronen auf dem s- und ein Elektron auf dem p-Orbital. Das s-Orbital der 2. Schale ist energetisch günstiger und daher mit 2 Elektronen voll besetzt, das 5. Elektron besetzt allein eines der p-Orbitale.
Die L-Schale ist die äußerste Schale des Bors. Die Außenschale wird auch als Valenzschale bezeichnet. Ihre Elektronen heißen Valenzelektronen (Außenelektronen). Bor hat demnach 3 Valenzelektronen.
Energieniveauschema von Bor
Die Elektronenkonfiguration von Bor ist 1s2 2s2 2p1. Die einzelnen Elektronen sind als Pfeile dargestellt. Die Pfeilrichtung deutet die unterschiedlichen Spinquantenzahlen der Elektronen an.
(Quelle: Boeck, Kurzlehrbuch Chemie, Thieme, 2018)Elektronenkonfiguration
In einigen Prüfungsfragen wird dir die Ordnungszahl eines bestimmten Elements genannt, aus der du auf die Elektronenkonfiguration schließen sollst. Dazu musst du wissen, dass die Ordnungszahl (bei nicht geladenen Atomen) der Anzahl der Elektronen in der Atomhülle entspricht.
In welcher Reihenfolge die Orbitale besetzt werden, lässt sich am folgenden Schema gut erkennen. Man muss u.a. wissen, dass das 4s-Orbital energetisch unter dem 3d-Orbital liegt und daher zuerst besetzt werden muss.
Orbitalbesetzung
Reihenfolge der Besetzung der Schalen mit Elektronen. Die Schalen werden dem Verlauf der einzelnen Pfeile folgend von rechts oben nach links unten aufgefüllt.
(Quelle: Endspurt Chemie, Thieme, 2020.)Wird die Elektronenkonfiguration ausformuliert, hat man sich darauf geeinigt, die Unterschalen in der Reihenfolge der Hauptschalen und nicht nach der Reihenfolge deren Besetzung, anzugeben. In der folgenden Tabelle findest du weitere Beispiele für Elektronenkonfigurationen.
| Anzahl der Elektronen | Element | Elektronenkonfiguration |
6 | C | 1s2 2s2 2p2 oder genauer 1s2 2s2 2px1 2py1 (hier im Bild) |
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 oder genauer 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1 | ||
20 | Ca | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 |
21 | Sc | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 oder 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 3d1 4s2 |
Oktettregel
Atome sind bestrebt, einen energetisch günstigen Zustand einzunehmen. Dieser wird dann erreicht, wenn die Orbitale der äußersten Schale vollständig mit Elektronen besetzt sind. Elemente der 1. Periode des PSE (Wasserstoff und Helium) besitzen nur eine Schale, die K-Schale, auf der sich ein s-Orbital befindet. Dieses ist mit 2 Elektronen voll besetzt. Daher sind Atome der 1. Periode bemüht, 2 Valenzelektronen zu besitzen.
Die Oktettregel gilt für Atome der Elemente ab der 2. Periode des PSE. Sie besagt, dass Atome bestrebt sind, eine mit 8 Elektronen voll besetzte Außenschale zu erlangen. Die beiden Elemente in der 1. Periode streben ein Duett an. Diese energetisch günstige Elektronenkonfiguration wird Edelgaskonfiguration genannt. Der Name Edelgaskonfiguration stammt daher, dass alle Edelgase genau diese Konfiguration besitzen. Die Atome der anderen Elemente aus der gleichen Periode sind bestrebt diese einzunehmen.
Warum aber ist die Außenschale mit genau 8 Elektronen voll besetzt? Ganz einfach: Auf der äußersten Schale der Elemente ab der 2. Periode sind meist 1 s- und 3 p-Orbitale die äußersten Orbitale. Auf diesen 4 Orbitalen bietet sich Platz für genau 8 Elektronen. Eine Vollbesetzung der Orbitale ist energetisch besonders günstig und wird somit angestrebt.
Um eine Vollbesetzung der äußersten Schale zu erreichen, gehen Atome untereinander Bindungen ein oder bilden Ionen. In Molekülen erreichen Atome die Edelgaskonfiguration, indem die Elektronen der Bindungen beiden an der Bindung beteiligten Atomen zugeordnet werden.
Ein Sauerstoffatom (O) und zwei Wasserstoffatome (H2) reagieren zu Wasser (H2O) und erreichen so die Edelgaskonfiguration: Wasserstoff hat die Elektronenkonfiguration 1s1, benötigt also ein Elektron um seine äußerste Schale voll zu besetzen, seinem Bindungspartner Sauerstoff (1s2 2s2 2p4) hingegen fehlen 2 Elektronen. Den zwei Wasserstoffatomen und dem einen Sauerstoffatom fehlen also insgesamt 4 Elektronen. Sie gehen nun insgesamt zwei Bindungen ein. Auf diese Weise gibt es zwei bindende Elektronenpaare, also 4 Elektronen, die jeweils beiden Bindungspartnern zugeordnet werden können und die stabile Edelgaskonfiguration wird somit erreicht.
Wasser (H2O)
Die Außenelektronen von Wasserstoff und Sauerstoff sind als rote Punkte dargestellt, die bindenden Elektronenpaare des Wassermoleküls als Striche. Da die bindenden Elektronenpaare beiden Atomen zugeordnet werden, erreichen alle drei Atome die Edelgaskonfiguration.
Aus dem Magnesium-Atom (1s2 2s2 2p6 3s2) kann durch Abgabe zweier Elektronen (3s2) das zweifach positiv geladene Magnesiumion (Mg2+) entstehen.
