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Wasserstoff (H2) und Sauerstoff (O2) sind beide Elemente. Insgesamt gibt es mehr als 110 Elemente, die alle im Periodensystem der Elemnte (PSE) aufgeführt sind. Ein Element ist der Überbegriff für eine ganz bestimmte Atomsorte. Ein Atom ist der kleinste Baustein, aus dem Stoffe aufgebaut sein können. Wenn es mehr als 110 Elemente gibt, dann muss es auch mehr als 110 Atomarten geben. Worin unterscheiden sich die Atome untereinander? Um diese Frage zu beantworten, muss man sich den Aufbau eines Atoms genauer anschauen (siehe dazu Abb. 2).

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Abbildung 2: Schematischer Atomaufbau

Jedes Atom besteht aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Im Atomkern befinden sich die Nukleonen, die man wiederum in Protonen p+ und Neutronen n unterteilt. In der Atomhülle befinden sich die Elektronen e-. Protonen, Neutronen und Elektronen gehören zu den sogenannten Elementarteilchen.

Merke

Merke: Elektronen sind negative Elementarteilchen: e-. Protonen sind positive Elementarteilchen p+ und Neutronen sind ladungsfrei (= neutral).

 Atome, egal von welcher Sorte, sind neutrale Teilchen, also muss die Anzahl der Elektronen in der Atomhülle der Anzahl der Protonen im Kern entsprechen.

Merke

Merke: Atome sind ladungsneutral. Somit muss die Anzahl der Elektronen e- in der Atomhülle und der Protonen p+ im Atomkern gleich sein. 

Die Masse eines Protons beträgt » 1,673*10-27 kg und die eines Neutrons » 1,675*10-27 kg. Die Masse eines Elektrons beträgt dagegen nur » 9,709*10-31 kg und ist somit » 1720 mal niedriger als die Masse eines Protons. Daher wird die Masse der Elektronen oft einfach vernachlässigt.

Merke

Merke: Die Masse eines Atoms liegt im Kern! Die Masse der Elektronen kann vernachlässigt werden.

Nun schauen wir uns den Aufbau der Atomhülle genauer an. Niels Bohr stellte 1913 das Bohr´sche Atommodell vor. Dieses besagt im weitesten Sinne, dass die Elektronen sich nur auf ganz bestimmen Bahnen um den Kern aufhalten dürfen und jede Bahn für ein ganz bestimmtes Energieniveau steht (siehe dazu Abb. 3).

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Abbildung 3: Atommodell nach Bohr

Bohr hat die Bahnen als K-, L-, M-Schale (usw.) bezeichnet. Eine andere Variante, die Schalen zu benennen, ist über die Hauptquantenzahl n, n = 1, 2, 3… Die K-Schale bzw. die Schale mit n = 1 ist die kernnächste und hat somit die niedrigste Energie. Je weiter die Schale vom Kern entfernt ist, desto höher ist ihre energetische Lage. Die Elektronen werden nicht willkürlich auf irgendeine Schale gesetzt, sondern man füllt die Schalen von unten nach oben auf, d.h. man beginnt in der untersten Schale. Derer Platz auf den Schalen ist jedoch begrenzt. Pro Schale haben nur z Elektronen Platz: z = 2n2.  Somit passen auf die Schale (n = 1) nur 2 Elektronen, auf die Schale (n = 2) 8 Elektronen und auf die Schale (n = 3) 18 Elektronen. Um ein Elektron aus einer niedrigeren Schale in eine höhere Schale anzuheben, ist Energie in Form von hn notwendig. Der Abstand zwischen den Schalen steht für eine ganz bestimmte Energiedifferenz (DE) und entspricht der zugeführten Energie: DE = hn.

Merke

Merke: Nach Bohr ist die Atomhülle aus sogenannten Schalen aufgebaut. Nur auf diesen Schalen dürfen sich die Elektronen aufhalten; jedoch ist die maximale Anzahl an Elektronen (z) pro Schale durch die Formel z = 2n2 begrenzt.

Erweitert wurde das Schalenmodell durch das Orbitalmodell. Ohne tief in die Quantenmechanik einzutauchen, teilt dieses Modell die Schalen noch in sogenannte Unterschalen (= Orbitale) auf. Welche Orbitale sich in welcher Schale befinden haben, lässt sich über einen ganz einfachen mathematischen Zusammenhang berechnen. Das Beste daran ist, dass man es nur einmal machen muss um es zu verstehen. Zu dieser Berechnung brauchen wir erst die Quantenzahlen n und l. Die Hauptquantenzahl n gibt uns die Schalen-Nummer nach Bohr an. Neu ist die Nebenquantenzahl l. Diese berechnet man über die Formel: l = n-1. Somit ist l von n abhängig. Schauen wir uns dazu die  Schale n=1 an, dann ergibt sich l= 0. Die Null steht für ein s-Orbital. Somit hat die Schale 1 ein s-Orbital, indem zwei Elektronen Platz haben. Bei der Schale n = 2 ergibt sich l = 2-1 = 1. Die Eins steht für ein p-Orbital. Da p-Orbitale energetisch höher liegen als s-Orbitale, hat die zweite Schale automatisch auch ein s-Orbitale.

Merke

Merke: Hauptquantenzahl = n = 1,2,...; Nebenquantenzahl = l = n-1= 0 (= s), 1 (=p), 2 (= d), 3 (= f),… Anzahl des jeweiligen Orbitals = 2l+1= s-Orbital (x1), p-Orbital (x3), d-Orbital (x5), f-Orbital (x7).

Schauen wir uns dazu das Energieschema in Abb. 4 an. Die Zahlen 1 - 6  stehen für die Schalen nach Bohr. Jeder horizontaler Strich steht für ein Orbital. Alle horizontalen Striche, die nebeneinander dargestellt sind, stellen energetisch gleichwertige Orbitale (entartete Orbitale) dar.

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Abbildung 4: Eergieschema der Orbitale

Um die entarteten Orbitale untereinander unterscheiden zu können, ist eine weitere Quantenzahl notwendig. Diese wird als Magnetquantenzahl m bezeichnet und ist von der Nebenquantenzahl l abhängig: m = -l, -(l-1)…0…+(l-1), +l.  Für die p-Orbitale (l = 1) ergibt sich somit für m = -1, 0, +1.

Merke

Merke: Durch die Magnetquantenzahl m lassen sich entartete Orbitale unterscheiden: m= -l, -(l-1)…0…+(l-1), +l. Die Berechnung erfolgt in ganzzahligen Schritten.

Die letzte Quantenzahl, die in diesem Zusammenhang erwähnt werden muss, ist die Spinquantenzahl s. Jedes Elektron hat eine Rotation um seine eigene Drehachse, sie entweder im Uhrzeigersinn oder gegen den Uhrzeigersinn verläuft. Diese Rotation wird durch ein –½  bzw. +½ kenntlich gemacht. Welche Rotation welcher Zahl zugeordnet wird, ist willkürlich. 

Merke

Merke: Die Spinquantenzahl s spiegelt die unterschiedliche Rotationen eines Elektrons (e-) wieder. Diese kann Werte von – ½ und + ½ annehmen. Oft kennzeichnet man diese unterschiedlichen Spins mit einem Spin-up (Pfeil nach oben) und einem Spin-down (Pfeil nach unten), wenn man Elektronen zeichnet.

In Abb. 4 ist das Energieschema der Schalen bzw. Orbitale dargestellt, jetzt fehlen nur noch die Elektronen. Als Beispiel nehmen wir das Element Sauerstoff (O). Es ist u.a aus 8 Elektronen aufgebaut, somit müssen 8 Elektronen in diesem Energiediagramm verteilt werden. Dies ist in Abb. 5 dargestellt. Dabei sind einige Regeln zu beachten.

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Abbildung 5: Acht verteilte Elektronen im Energieschema der Orbitale.

Die Orbitale werden in der Reihenfolge zunehmender Orbitalenergie besetzt. Jedes Orbital kann nur 2 Elektronen mit unterschiedlichem Spin aufnehmen. Die Elektronen in der Hülle eines Atoms müssen sich mindestens in einer Quantenzahl (n, m, l, s) unterscheiden (= Pauli-Prinzip). Orbitale gleicher Energie, das bedeutet Orbitale mit der gleichen Hauptquantenzahl n und der gleichen Nebenquantenzahl l, werden zunächst mit einem Elektron eines Spins besetzt (= Hund´sche Regel). In Abb. 5 sind alle diese Regeln befolgt worden. Das erste Elektron wurde dem 1s-Orbital zugeteilt. Das zweite Elektron hat das 1s-Orbital vervollständigt. Die nächsten zwei Elektronen mit unterschiedlichem Spin (Pauli-Prinzip) wurden im 2s-Orbital platziert. Danach wurde pro 2p-Orbital ein Elektron verteilt (Hund´sche Regel). Nachdem alle 2p-Orbitale einfach besetzt waren, hat man begonnen, die Elektronen zu paaren. Da wir hier als Beispiel 8 Elektronen verteilt haben, bleibt es bei diesem Schema. Die Elektronenkonfiguration für das Element Sauerstoff lautet: 1s2 2s2 2p4.

Merke

Merke: Orbitale werden in der Reihenfolge zunehmender Energie besetzt.

Schauen wir uns die energetische Lage des 4s-Orbitals und der 3d-Orbitale an. Es ist ganz klar zu erkennen, dass die 3d-Orbitale energetisch höher liegen als das 4s. Da Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie besetzt werden, wird die Schale 4 aufgemacht, obwohl noch nicht alle Orbitale der Schale 3 besetzt sind. In diesem Bereich kommen wir zu den Nebengruppen (siehe dazu das Kapitel Periodensystem).

Merke

Merke: Bei den Nebengruppen werden schrittweise d- und f-Orbitale besetzt, deren n eine Einheit geringer ist (n-1) als die der äußeren Schale des betreffenden Atoms. Man spricht bei Nebengruppen auch von dem d- und f-Block.

Multiple-Choice
Welche Elektronenkonfiguration hat das Natriumion Na+?
0/0
Lösen

Hinweis:

Bitte kreuzen Sie die richtigen Aussagen an. Es können auch mehrere Aussagen richtig oder alle falsch sein. Nur wenn alle richtigen Aussagen angekreuzt und alle falschen Aussagen nicht angekreuzt wurden, ist die Aufgabe erfolgreich gelöst.

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