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B978-3-437-29695-6.50007-8

10.1016/B978-3-437-29695-6.50007-8

978-3-437-29695-6

Energieniveauschema der Elektronenhülle mit Kennzeichnung der Schalen und der Unterniveaus.

Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffatoms (1s2 2s2 2p2).

a) Dreidimensionale Darstellung eines 1s-Orbitals. Innerhalb der Kugelgrenzen ist das 1s-Elektron mit 90 %iger Wahrscheinlichkeit anzutreffen. Der Atomkern befindet sich im Zentrum.

b) Querschnitt durch die Ladungswolken. Der Innenkreis stammt vom 1s-, der Außenkreis vom 2s-Orbital.

Form und räumliche Anordnung des 2s-Orbitals und der 2p-Orbitale.

Ladung und Masse der drei wichtigsten Elementarteilchen.

Tab. 1/1
Name Symbol relative Ladung relative Masse absolute Masse (in g)
Proton p + 1 1,0073 1,66 · 10−24
Neutron n 0 1,0087 1,66 · 10−24
Elektron e − 1 5 · 10−4 9,10 · 10−28

Größen und Abstände in Mikro- und Makrokosmos (in Meter).

Tab. 1/2
Atomkern Durchmesser 10−15
Atom Durchmesser 10−10
Hämoglobin Ausdehnung 10−8
Zellkern Durchmesser 10−6
Erythrozyten Durchmesser 10−5
Mensch Größe 1,7
Erde Durchmesser 107
Sonne Durchmesser 109
Erde - Sonne Abstand 1011
Milchstraße Ausdehnung 1021

Liste einiger Elemente mit Namen, Elementsymbol, Ordnungszahl (OZ), relativer Atommasse und Nennung einiger, z. T. künstlicher Isotope.

Tab. 1/3
Element Symbol OZ Relative Atommasse Isotope (= Nuclide)
Wasserstoff H 1 1,008 1H,2H,3H*
Kohlenstoff C 6 12,011 11C*, 12C, 13C, 14C*
Stickstoff N 7 14,007 13N*, 14N, 15N
Sauerstoff O 8 15,999 16O, 17O*, 18O
Natrium Na 11 22,990 23Na, 24Na*
Magnesium Mg 12 24,305 24Mg, 25Mg, 26Mg
Phosphor P 15 30,974 31P, 32P*
Schwefel S 16 32,066 32S, 35S*
Chlor Cl 17 35,453 35Cl, 37Cl
Kalium K 19 39,102 39K, 40k*. 42k*
Calcium Ca 20 40,080 40Ca, 45Ca*, 47Ca*
Eisen Fe 26 55,847 55Fe*, 56Fe, 59Fe*
Cobalt Co 27 58,932 58Co*, 59Co, 60Co*
Iod I 53 126,904 125I*, 127I, 131I*
Uran U 92 238,029 235U*, 238U*

*

Das Isotop ist radioaktiv.

Stoffmenge n (mol) und Teilmengen davon am Beispiel des Elementes Eisen (Fe).

Tab. 1/4
Stoffmenge (n) Masse (m) Anzahl der Eisenatome
1 mol 55,847 g 6,02 · 1023
1 mmol (millimol) 55,847 mg 6,02 · 1020
1 μmol (mikromol) 55,847 μg 6,02 · 1017
1 nmol (nanomol) 55,847 ng 6,02 · 1014

Maximale Elektronenzahl (e-Zahl) pro Schale und pro Unterniveau (abgeleitet aus den Quantenzahlen.

Tab. 1/5
Hauptquan­tenzahl n Neben quanten zahl l Magnetquantenzahl m Spin maximale e-Zahl e-Zahl pro Schale (2 n2)
1 (K-Schale) 0 (1s) 0 ± 1/2 2 2
2 (L-Schale) 0 (2s) 0 ± 1/2 2 8
1 (2p) + 1, 0, − 1 je ± 1/2 6
3 (M-Schale) 0 (3s) 0 ± 1/2 2 18
1 (3p) +1, 0, − 1 je ± 1/2 6
2 (3d) + 2, + 1, 0, − 1, − 2 je ± 1/2 10
4 (W-Schale) 0 (4s) 0 ± 1/2 2 32
1 (4p) +1, 0, − 1 je ± 1/2 6
2 (4d) + 2, + 1, 0, − 1, − 2 je ± 1/2 10
3 (4f) + 3, + 2, + 1, 0, − 1, − 2, − 3 je ± 1/2 14

Elektronen konfiguration der ersten zwölf Elemente des Periodensystems.

Tab. 1/6
Element Symbol Ordnungszahl Elektronen konfiguration Valenzelektronen
Magnesium Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 2
Natrium Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 1
Neon Ne 10 1s2 2s2 2p6 8 (volle Schale)
Fluor F 9 1s2 2s2 2p5 7
Sauerstoff O 8 1s2 2s2 2p4 6
Stickstoff N 7 1s2 2s2 2p3 5
Kohlenstoff C 6 1s2 2s2 2p2 4
Bor B 5 1s2 2s2 2p1 3
Beryllium Be 4 1s2 2s2 2
Lithium Li 3 1s2 2s1 1
Helium He 2 1s2 2 (volle Schale)
Wasserstoff H 1 1s1 1

Atombau

Orientierung

Sie schlagen ein Chemiebuch auf und erwarten, dass es mit der Chemie losgeht, mit Formeln, Eigenschaften und Reaktionen chemischer Stoffe. Stattdessen beginnt es mit Atomen, den Bausteinen der Materie. Diese Vorgehensweise bezeichnet man als reduktionistisch und es erwächst die Aufgabe, die Bausteine später wieder zum Ganzen zusammenzusetzen und die Wirklichkeit des Menschen mit seinen körperlichen, seelischen und geistigen Fähigkeiten wahrzunehmen. Wir starten mit diesem Blick tief in die Materie, weil es die Protonen und Elektronen sind, die viele Eigenschaften und das Reaktionsverhalten chemischer Stoffe vermitteln und bestimmen.

Antwort erhalten Sie u. a. auf folgende Fragen:

  • Welche Eigenschaften haben Protonen und Elektronen?

  • Wie sind Atome aufgebaut?

  • Was sind Elemente?

  • Wie ist die Elektronenhülle der Atome aufgebaut?

  • Ist Elektrosmog bedenklich?

Elementarteilchen

Die Atome sind die Bausteine der Materie. Leukipp und sein Schüler Demokrit kamen im 4. Jahrhundert vor Christus durch Gedankenexperimente zu dieser Einsicht. Sie waren der Meinung, dass sich die kleinsten „Elemente der Einzeldinge” nicht mehr teilen lassen (griech. atomos = unteilbar). Dies erwies sich als unzutreffend. Heute wissen wir, dass man bei der Zerlegung von Atomen zahlreiche subatomare Partikel (= Elementarteilchen) nachweisen kann. Von diesen betrachten wir nur drei: Protonen (p), Neutronen (n) und Elektronen (e). Diese reichen aus, um die wichtigsten Eigenschaften der Atome zu verstehen. In der Atomphysik kennt man heute weitere, z. T. sehr kurzlebige Elementarteilchen.

Proton, Elektron, Neutron

Die genannten Elementarteilchen lassen sich durch ihre Ladung und Masse charakterisieren (Tab. 1/1). Die Elementarladung beträgt absolut – 1,6 · 10–19 C (= Coulomb) für ein Elektron und + 1,6 · 10–19 C für ein Proton. Das Neutron ist ungeladen. Da jede messbare Ladung ein ganzzahliges Vielfaches der Elementarladung ist, genügt es zur Verständigung, relative Ladungen (– 1/+ 1) anzugeben.
Proton und Neutron haben ungefähr die gleiche Masse, ein Elektron besitzt nur etwa 1/2000 der Masse eines Protons. Die absoluten Massen in Gramm sind wegen ihrer Kleinheit schwer zu handhaben, man verwendet deshalb relative Massen. Diese sind beim Proton und Neutron etwa gleich 1. Die Stellen hinter dem Komma ergeben sich, weil der Bezugspunkt, die atomare Masseneinheit, nicht das Proton oder das Neutron ist, sondern 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12C ( Kap. 1.5).

Aufbau eines Atoms

Jedes Atom besitzt einen Atomkern, der sich aus Protonen und Neutronen, den Nucleonen, zusammensetzt, und eine Elektronenhülle, in der sich Elektronen aufhalten. Der Atomkern ist positiv geladen und vereinigt nahezu die gesamte Masse eines Atoms in sich. Die Elektronen umgeben den Kern als Wolke negativer Ladung.

Jedes Atom ist nach außen hin neutral.

Atomkern, Elektronenhülle

Ein Atom hat einen Durchmesser von etwa 10–10 m (= 0,1 nm = 100 pm, 0,1 Nanometer = 100 Picometer): Erst wenn man 108 Atome aneinanderreiht, ergibt sich eine Kette von 1 cm Länge. Der Atomkern hat nur einen Durchmesser von 10–15 m (= 1 fm, 1 Femtometer). Die Größenrelation von Gesamtatom zu Atomkern ist wie die einer großen Sporthalle zu einem Tischtennisball, es gibt also sehr viel Platz in einem Atom. Dieser Platz steht den Elektronen zur Verfügung, die bei einer dichten Atompackung, wie z. B. in einem Stück Metall, die Atomkerne auf Distanz halten. Um einen Eindruck von den atomaren Dimensionen zu erhalten, kann man Größen und Abstände in der Welt wie in Tabelle 1/2 vergleichen. Man erkennt, dass der Mensch ziemlich genau zwischen Mikrokosmos und Makrokosmos seinen Platz hat.

Kernladungszahl, Ordnungszahl

Der Atomkern ist positiv geladen. Die Summe der Protonen im Atomkern ergibt die sog. Kernladungszahl (KLZ). Ordnet man die Atome nach steigender KLZ, entsteht daraus als gleichwertiger Begriff die Ordnungszahl (OZ) der Elemente. Das einfachste Atom ist das Wasserstoffatom (Elementsymbol H), es hat die Kernladungszahl 1 und damit auch die Ordnungszahl 1. Natriumatome (Na) haben die Kernladungszahl 11, Phosphoratome (P) 15, Uranatome (U) 92. Da Atome nach außen hin neutral sind, wird die Ladung eines Atomkerns durch die entsprechende Anzahl Elektronen in der Umgebung des Atomkerns ausgeglichen. Für Atome gilt also:

Kernladungszahl = Ordnungszahl = Zahl der Protonen im Atomkern = Zahl der Elektronen in der Elektronenhülle.

Massenzahl

Sauerstoff hat die Ordnungszahl 8. Damit ist klar, dass ein Sauerstoffatom 8 Protonen im Atomkern enthält und 8 Elektronen in der Elektronenhülle. Ein Sauerstoffatom besitzt jedoch die relative Atommasse 16. Dies bedeutet, dass der Atomkern neben den 8 Protonen noch 8 Neutronen enthalten muss, da die Elektronen zur Masse praktisch nichts beitragen. 16 ist die Massenzahl (= Nucleonenzahl) eines Sauerstoffatoms. Ein Atom ist bezüglich der enthaltenen Elementarteilchen vollständig charakterisiert, wenn man neben der Ordnungszahl noch die Massenzahl angibt. Für Atome der oben genannten Elemente gilt:
1 1 H , 8 16 O , 11 23 Na , 15 31 P und 92 238 U

Isotope

Es gibt Atome, die in der Kernladungszahl (= Ordnungszahl) übereinstimmen, sich jedoch in der Massenzahl unterscheiden. Die Atomkerne solcher Atome enthalten dieselbe Anzahl Protonen, jedoch eine unterschiedliche Anzahl Neutronen.

Atome mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Massenzahl werden als Isotope bezeichnet.

Isotope

Vom Chlor z. B. kennt man die Isotope 3517Cl und3717Cl, vom Uran23592U und23992U. Die Chlor-Isotope unterscheiden sich um zwei Neutronen im Atomkern, die Uran-Isotope um drei Neutronen. Die abgekürzte SchreibweiseAZM hilft also nicht nur, den Atomaufbau abzuleiten, sondern ermöglicht auch das Erkennen von Isotopen.
Die Isotope eines Elementes können stabil oder instabil (= radioaktiv) sein. Sie können natürlichen Ursprungs sein oder werden künstlich hergestellt, z. B. durch Kernspaltung oder durch Beschuss von Atomen mit Elementarteilchen. Die Isotope eines Elementes haben sehr ähnliche chemische Eigenschaften und können im Stoffwechsel normalerweise nicht unterschieden werden.

Elemente

Chemisches Element

Liegt ein Stoff vor, der nur aus Atomen mit ein und derselben Kernladungszahl aufgebaut ist, spricht man von einem chemischen Element.

Ein chemisches Element besteht nur aus Atomen mit der gleichen Ordnungszahl.

Derzeitig sind 118 chemische Elemente bekannt, die alle einen Namen und eine Abkürzung (= Elementsymbol) haben. Das Elementsymbol leitet sich nicht immer vom deutschen Namen des Elements ab ( Tab. 1/3). Man muss die Namen und Abkürzungen wichtiger Elemente kennen, um chemische Gleichungen lesen zu können.
Viele Elemente setzen sich aus mehreren stabilen Isotopen zusammen, d. h. aus Atomen mit gleicher Kernladungszahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Für die Zahl der Isotope gibt es natürliche Grenzen. Bei Elementen mit kleinen Ordnungszahlen stimmt die Zahl der Protonen und Neutronen in etwa überein. Bei Elementen mit hoher Ordnungszahl gibt es einen geringfügigen Neutronenüberschuss: Die Neutronen werden im Atomkern benötigt, um die sich gegenseitig abstoßenden Protonen zusammenzuhalten. Wird von dieser Ausgewogenheit abgewichen, werden die Atomkerne instabil und versuchen, sich durch Abgabe von Elementarteilchen zu stabilisieren. Es treten Radioisotope auf, die radioaktiv sind ( Kap. 2.6).

Es gibt drei Wasserstoff-Isotope:11H,21H (= Deuterium) und31H (= Tritium). Die ersten beiden sind stabil. Tritium ist radioaktiv.

Beim Kohlenstoff (116C,126C,136C,146C) sind die Isotope116C und146C radioaktiv. Weitere Beispiele zeigt Tabelle 1/3.
Die Isotopenzusammensetzung der auf der Erde natürlich vorkommenden Elemente ist praktisch konstant. Es gibt eine definierte Isotopenhäufigkeit. Wasserstoff z. B. enthält 99,99 %11H und 0,01 %21H, Kohlenstoff 98,9 %126C und 1,1 %136C, Chlor 75 %3517Cl und 25 % 3717Cl. Zinn (50Sn) setzt sich aus 10 Isotopen zusammen, während Phosphor (15P) ein isotopenreines Element ist. Der Anteil instabiler Isotope ist, wenn diese nicht nachgebildet werden, wegen des hohen Alters der Erde gering und müsste zukünftig weiter abnehmen.

Atommasse, Stoffmenge Mol

Relative Atommasse

Relative Atommasse.
Ein Wasserstoffatom11H wiegt 1,66 · 10–24 g, ein Natriumatom2311Na das 23-Fache. Diese Massen sind unvorstellbar klein. Man definiert deshalb eine relative Atommasse und setzt die Masse des Kohlenstoffisotops126C gleich 12,000. Aus dem Massenvergleich mit diesem Isotop ergeben sich alle anderen Werte. Die relative Atommasse „1” entspricht somit 1/12 der Masse des genannten Kohlenstoffisotops. Ein Blick in Tabelle 1/3 lässt erkennen, dass kein Element eine glatte Atommasse aufweist. Hierfür gibt es drei Gründe:
  • 1.

    Die Masse eines Protons oder Neutrons ist nicht genau gleich 1 ( Tab. 1/1).

  • 2.

    Die Massen der Elementarteilchen addieren sich nicht genau, weil es eine atomare Bindungsenergie gibt, die zu einer Massenabnahme führt (Massendefekt).

  • 3.

    Die Zahlen in den Tabellenwerken spiegeln zugleich die natürliche Isotopenhäufigkeit eines Elements wider. Beim Kohlenstoff z. B. liegt die relative Atommasse wegen des Anteils von 13C etwas über 12.

Die genauen relativen Atommassen der Elemente benötigt man, um z. B. bei chemischen Reaktionen Massenbilanzen aufstellen zu können. Die Massen sind für einige Elemente in Tabelle 1/3 angegeben. Man findet sie für alle Elemente im Periodensystem der Elemente ( Abb. 2/1 in Kap. 2).
Mol.
Nimmt man 12,000 g des Kohlenstoffisotops126C und dividiert durch die absolute Masse eines C-Atoms (12 · 1,66 · 10–24 g), so erhält man die Anzahl der C-Atome in der vorgegebenen Menge des Kohlenstoffisotops. Das Ergebnis lautet 6,02 · 1023. Die Zahl ist eine Naturkonstante und heißt Avogadro-Konstante NA (früher Loschmidt-Zahl). Von ihr ausgehend wird die Stoffmenge n mit der Bezeichnung Mol (Einheitszeichen mol) definiert.

Ein Mol eines Elements enthält 6,02 · 1023 Atome.

Ein Mol einer chemischen Verbindung enthält 6,02 · 1023 Moleküle.

Die Avogadro-Konstante gibt also an, wie viele Teilchen in der Stoffmenge 1 mol enthalten sind. Anders ausgedrückt: Gleiche Stoffmengen verschiedener Stoffe enthalten die gleiche Anzahl Teilchen.

Avogadro-Konstante

Avogadro-Konstante: NA = 6,02 · 1023 mol–1

Mit der Stoffmengen-Angabe wird es sehr viel leichter, chemische Reaktionen quantitativ zu beschreiben, weil die Stoffmenge unabhängig ist von äußeren Parametern, wie z. B. Druck und Temperatur. Ein Mol eines Elementes entspricht der relativen Atommasse in Gramm (Beispiel Natrium: 1 mol = 23 g). Ein Mol einer chemischen Verbindung entspricht der relativen Molekülmasse in Gramm (Beispiel Wasser H2O: 1 mol = 18 g).
Mit den bekannten Abkürzungen kann man auch kleine Teilmengen beschreiben (Tab. 1/4). Selbst 1 nmol (= 1 Nanomol = 10–9 mol) enthält immer noch ca. 6 · 1014 Teilchen des betrachteten Stoffes, das sind mehr Teilchen, als es Menschen auf der Erde gibt (ca. 1010). Sich diese Größenordnungen zu verdeutlichen wird wichtig, wenn über die Dosierung von Arzneimitteln gesprochen wird.

Aufbau der Elektronenhülle

Allgemeines

Elektronenhülle

Das Bindungsverhalten einzelner Atome beziehungsweise die chemischen Eigenschaften eines Elementes werden unmittelbar von der Elektronenhülle bestimmt. Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung, d. h. beim Ablauf chemischer Reaktionen, werden Elektronen umgeordnet. Man muss etwas über den Aufbau der Elektronenhülle wissen, also über die Zahl, die Energie und die räumliche Verteilung der Elektronen einzelner Atome.
In einem Atom üben die positiv geladenen Atomkerne und die negativ geladenen Elektronen eine Anziehungskraft aufeinander aus. Will man z. B. ein Elektron vom Atomkern ablösen, so muss man Energie aufwenden. Interessant ist nun die Tatsache, dass die Elektronen wegen der Kernanziehung nicht einfach in den Kern „stürzen”, sondern sich nach festen Regeln um den Kern anordnen. Diese Regeln werden im Folgenden besprochen.

Quantenzahlen

Elektronen, die den Atomkern einhüllen, haben nicht die gleiche Energie. Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus.

Elektronenschalen

Quantenzahlen

Hauptquantenzahl.
Die Haupt-Energieniveaus (= Schalen) der Elektronenhülle werden mit zunehmendem Abstand vom Atomkern durch die Buchstaben K, L, M, N usw. gekennzeichnet: Elektronen der K-Schale befinden sich dichter am Atomkern, sind somit energieärmer als Elektronen auf der L- oder M-Schale. Alternativ zur Schalen-Bezeichnung durch Buchstaben spricht man von Hauptquantenzahlen (n), die aufsteigend gezählt werden (n = 1, 2, 3 usw.).
Nebenquantenzahl.
Innerhalb eines Haupt-Energieniveaus gibt es für die Elektronen verschiedene Unterniveaus, charakterisiert durch die Nebenquantenzahl l. Sie ist abhängig von der Hauptquantenzahl und reicht für jede Schale von l = 0 bis l = n – 1. Die Unterniveaus werden durch die Buchstaben s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2) und f (l = 3) gekennzeichnet. Mit anderen Worten: Die K-Schale (1. Schale) enthält nur s-Elektronen, die L-Schale (2. Schale) s- und p-Elektronen, die M-Schale (3. Schale) s-, p- und d-Elektronen usw.
Magnetquantenzahl.
Die Unterniveaus lassen sich entsprechend ihrer Magnetquantenzahl m weiter aufspalten: m nimmt jeden Wert zwischen + l und – l (einschließlich 0) ein. Für l = 0 ist m = 0, d. h., bei den s-Elektronen gibt es keine Aufspaltung des Niveaus. Für l = 1 ist m = + 1, 0 oder – 1, d. h., die p-Elektronen können drei verschiedene Zustände einnehmen (px, py und pz), die energetisch jedoch gleichwertig sind. Für l = 2 gilt m = + 2, + 1, 0, – 1 oder – 2, was zu fünf energetisch gleichwertigen Zuständen für die d-Elektronen führt.
Spinquantenzahl.
Ein letztes Unterscheidungsmerkmal für Elektronen ist die Spinquantenzahl, die der Drehrichtung eines Elektrons um seine eigene Achse entspricht und nur die Werte +1/2 und –1/2 annehmen kann. Ein einzelnes Elektron wird dadurch zu einem kleinen Magneten.

Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein (Pauli-Prinzip).

Mit der genannten Regel kann man die maximale Elektronenzahl für jedes Unterniveau und für jede Schale ableiten (Tab. 1/5). Die maximale Elektronenzahl einer Schale ergibt sich nach der Formel 2 n2 aus der zugehörigen Hauptquantenzahl n. Haupt- und Unterniveau werden durch die Schreibweise 1s, 2s, 2p, 3s usw. gekennzeichnet. Will man zusätzlich angeben, wie viele Elektronen sich auf einem Niveau befinden, schreibt man die Elektronenzahl als Hochzahl. Für die maximale Elektronenzahl der Niveaus ergibt sich: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6 usw. Im folgenden Kapitel 1.6.3 werden Beispiele gezeigt.

Elektronenkonfiguration

Elektronen-konfiguration

Die Elektronenhülle eines beliebigen Atoms lässt sich mit den vorgenannten Regeln genau beschreiben. Man kommt zur Elektronenkonfiguration eines Atoms, wenn man dessen Ordnungszahl kennt und drei Hinweise berücksichtigt:
  • 1.

    Die Besetzung der Energieniveaus, sofern man den Grundzustand eines Atoms betrachtet, erfolgt nacheinander. Man beginnt mit dem energieärmsten Niveau (1s).

  • 2.

    s-Unterniveaus werden zunächst mit zwei Elektronen besetzt, bevor die Besetzung des p-Unterniveaus derselben Schale beginnt.

  • 3.

    Die energetisch gleichwertigen p-Zustände (px, py, pz) werden zunächst nur mit einem Elektron besetzt, die alle drei parallelen Spin (Hund-Regel) aufweisen, bevor je ein zweites Elektron mit entgegengesetztem Spin dazukommt.

Für die ersten 12 Elemente des Periodensystems (Ordnungszahl 1 bis 12) ist die Elektronenkonfiguration in Tabelle 1/6 angegeben. Die Anordnung erfolgt von unten nach oben entsprechend dem Anstieg der Energieniveaus.

Valenzelektronen

Elektronen, die sich in der äußeren Schale eines Atoms befinden, heißen Valenzelektronen.

Energieniveauschema.
Will man für die Elektronen eines Atoms gleichzeitig die Energie der besetzten Niveaus kennzeichnen, benötigt man ein Energieniveauschema (Abb. 1/1). Aus diesem ist ersichtlich, dass sich bis zum 3p-Niveau alles so ordnet, wie man es erwartet. Dann überschneiden sich die Energieniveaus der Schalen. Das 4s-Niveau ist energieärmer als das 3d-Niveau. Es werden erst Elektronen in die 4. Schale eingebaut, bevor die restlichen Niveaus der 3. Schale aufgefüllt werden. Beim 5s- und 4d-Niveau ist es ähnlich. In den Fällen sind die 4s- bzw. 5s-Elektronen die Valenzelektronen.

Eisenatom

Ein detailliertes Energieniveauschema für das Kohlenstoffatom zeigt Abbildung 1/2. Die Pfeile auf den Niveaus kennzeichnen jeweils ein Elektron, durch die Pfeilrichtung wird der Spin des Elektrons charakterisiert. Das Kohlenstoffatom besitzt vier Valenzelektronen (Abb. 1/2, blaue Pfeile). Als komplizierteres Beispiel wollen wir uns noch die Elektronenkonfiguration des Eisenatoms (26Fe) ansehen. Sie lautet: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Das Eisenatom hat zwei Valenzelektronen. Das 3d-Niveau ist noch nicht voll aufgefüllt: Zur vollen Besetzung dieses Unterniveaus fehlen vier Elektronen.
Angeregte Atome.
Durch Zufuhr von Energie können Atome aus ihrem Grundzustand in einen angeregten Zustand überführt werden. Dies geschieht durch Anheben (= Promovieren) von Elektronen auf höhere Energieniveaus. Die aufgenommene Energie kann beim Rückfallen der Elektronen auf das Ausgangsniveau in Form von Strahlung wieder abgegeben werden. Die Energiebeträge, um die es hier geht, sind gequantelt, d. h., für jeden Übergang von einem Niveau zu einem anderen wird ein ganz bestimmter Energiebetrag (ΔE) benötigt bzw. frei, den man als Quant bezeichnet. Die Energie E eines Quants ist direkt proportional der Frequenz ν der Strahlung, die aufgenommen oder abgegeben wird. Dies äußert sich z. B. darin, dass angeregte Atome Licht mit charakteristischen Frequenzen (ν) abstrahlen.

Für die Energie der Quantenstrahlung gilt:

E = h·ν mit h = 6,626 · 10–34 J · s (Planck-Konstante mit der Einheit Joule · Sekunde).

Für jedes Element gibt es eine begrenzte Zahl von möglichen Elektronenübergängen, so dass nach Anregung in einem Spektrometer ein Linienspektrum auftritt, mit dessen Hilfe man die Elemente erkennen und unterscheiden kann ( Lehrbücher der Physik).
Ein einzelnes Lichtquant kann man sich auch als Teilchen vorstellen, das sich mit Lichtgeschwindigkeit bewegt, man nennt es dann Photon. Man stößt hier auf den Welle/Teilchen-Dualismus des Lichts. Diese Beschreibungen sind Modelle, die Wirklichkeit des Lichts als Quantenstrom entzieht sich unserer Vorstellung.

Atomorbitale

Orbitale

Um die Bahn eines den Atomkern umkreisenden Elektrons genau vorhersagen zu können, müsste man Ort und Geschwindigkeit des Elektrons zu jedem Zeitpunkt kennen. Das ist nicht möglich, da Elektronen gleichzeitig Welle und Teilchen sind. Mathematisch wird dieser Sachverhalt durch die von Heisenberg aufgestellte Unschärferelation ausgedrückt. Den Teilchencharakter beschreibt das Bohr-Atommodell, den Wellencharakter die Quantentheorie (Quantenmechanik), die sich nicht anschaulich, sondern nur mathematisch erklären lässt. Dabei wird u. a. die Wahrscheinlichkeit erfasst, mit der ein Elektron in einer bestimmten Entfernung vom Atomkern anzutreffen ist. In der Elektronenhülle ergibt sich somit für jedes Elektron ein Raum, in dem es sich mit großer Wahrscheinlichkeit aufhält. Solche Räume negativer Ladung heißen Orbitale.

Ein Atomorbital ist ein Raum in der Elektronenhülle, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein bestimmtes Elektron des Atoms zwischen 0 und 1 liegt.

Elektronen sind in der quantenmechanischen Betrachtung keine definierten Partikel mehr, sondern Wolken negativer Ladung (Orbitale = Ladungswolken). Um deren Form dreidimensional zu beschreiben, werden die Orbitalgrenzen so gelegt, dass sich das betrachtete Elektron mit 90 %iger Wahrscheinlichkeit innerhalb dieser Grenzen bewegt. Aus den Energieniveaus für Elektronen ( Kap. 1.6.3) sind in der quantenmechanischen Berechnung die Orbitale geworden: Aus dem 1s-Niveau wird das 1s-Orbital, aus den 2s- und 2p-Niveaus die 2s- und 2p-Orbitale usw.
s-Orbitale.
s-Orbitale sind kugelsymmetrisch um den Atomkern angeordnet. Sie haben keine Vorzugsrichtung im dreidimensionalen Raum. Abbildung 1/3 a veranschaulicht die Ladungswolke eines 1s-Elektrons. s-Orbitale gibt es für alle Schalen der Elektronenhülle. Sie ordnen sich wie Kugelschalen ineinander mit dem Atomkern als Zentrum, wobei das 1s-Orbital innen liegt, gefolgt von 2s-, 3s-Orbitalen usw. (Abb. 1/3 b). Das Kugelschalen-Modell ist insoweit eine Vereinfachung, als es innerhalb jedes s-Orbitals je nach Abstand vom Kern unterschiedliche Dichteverteilungen der Elektronen gibt.
p-Orbitale.
In der 2. Schale (L-Schale) wird zunächst das 2s-Orbital besetzt, gefolgt von drei 2p-Orbitalen (px, py und pz). Die p-Orbitale sind hantelförmig um den Atomkern geordnet in Richtung der x-, y- und z-Achse (Abb. 1/4). In Richtung der jeweiligen Achse ist das p-Orbital rotationssymmetrisch. Die drei p-Orbitale sind energetisch gleichwertig, sie stehen senkrecht aufeinander und jedes kann (wie in Kap. 1.6.3 erläutert) mit maximal zwei Elektronen besetzt werden. Die 3p- oder 4p-Orbitale haben ein ähnliches Aussehen, die größte Ladungsdichte liegt jedoch entsprechend weiter vom Atomkern entfernt.
Bei den d- und f-Orbitalen der höheren Schalen gibt es für die 5 bzw. 7 energetisch gleichwertigen Atomorbitale eine noch komplexere Raumerfüllung.

Auf die Elektronen kommt es an

Zu den Atomen und Elementarteilchen gibt es keinen direkten medizinischen Bezug. Die atomare Orbitalwelt ist völlig anders als die mit den Sinnen wahrnehmbare Welt. Gibt es wirklich keine Verständnisbrücke? Der Mensch besteht aus etwa 1027 Atomen, die in den Molekülen der Körpersubstanz die Grundlage bilden für alles, was das Menschsein ausmacht: Wachstum, körperliche und geistige Tätigkeit, Intelligenz, Charakter, Gesundheit und Krankheit. Die Atome sind gewissermaßen die Tasten und Saiten eines Klaviers, die erst angeschlagen werden müssen, damit das Ganze zu klingen anfängt. Die Tasten sind nicht die Musik oder gar eine Sinfonie. Die Atommodelle und die Quantentheorie geben auf die Frage, was da erklingt, keine Antwort.
Atomkerne bilden positiv geladene Massepunkte in einem ansonsten nahezu leeren Raum. In diesem Raum schwingen die Elektronen, sie strukturieren ihn mit ihrer negativen Ladung und grenzen ihn nach außen ab. Um die Energiezustände der Elektronen zu erklären, hat man quantenmechanische Theorien und Rechenansätze ersonnen, aber diese ändern nichts daran, dass der Raum zwischen Atomkern und äußerer Atomgrenze im Wesentlichen leer ist. Für die Anschauung gibt es keine Hilfe. Tatsache ist jedoch, dass man durch den menschlichen Körper nicht hindurchschauen kann. Interessanterweise sagt man aber, dass ein Mensch einen anderen Menschen „durchschauen” kann.
Bleiben wir bei den Atommodellen: Unser Körperraum wird von Elektronenwolken gewebt und durch 1027 Atomkerne stabilisiert. Die mit Elektronen entsprechend den Regeln teilweise oder voll besetzten Orbitale spiegeln einen individuellen Quantenstrom, der den Menschen ausmacht. Welche Wirkung hat Elektrosmog? Darunter versteht man elektromagnetische Felder, die z. B. von Stromleitungen, Mobilfunkmasten, Sendeanlagen oder Mobiltelefonen ausgehen. Solche Felder verändern sicher nicht die Atome als solche, sie beeinflussen jedoch alle Prozesse, bei denen Ladungen wechselwirken oder fließen und stören den Quantenstrom. Dass Menschen elektrosensibel sein können, steht heute außer Frage. Wie stark die Entwicklung Jugendlicher und die Gesundheit durch Elektrosmog beeinflusst werden und wo die Grenzwerte der Belastung liegen sollten, wird strittig diskutiert.

Checkliste

Folgende Bezeichnungen/Begriffe sollten Sie erklären oder definieren (s. a. Glossar) und – wo möglich – Abkürzungen oder Beispiele angeben können:

Proton – Elektron – Neutron – Atomkern – Elektronenhülle – Kernladungszahl – Ordnungszahl – Isotope – chemisches Element – relative Atommasse – Avogadro-Konstante – Mol – Elektronenschalen – Quantenzahlen – Elektronenkonfiguration – Valenzelektronen – Orbital – Elektrosmog.

Aufgaben

  • 1.

    Wie viele Elektronen entsprechen der Masse eines Protons?

  • 2.

    Wie viele Atome muss man etwa aneinanderreihen, um eine Kette von 1 m Länge zu erhalten? Wie lang ist die Kette, wenn man alle Atome des menschlichen Körpers aneinanderreiht?

  • 3.

    Was lässt sich der Abkürzung3115P entnehmen?

    • a)

      Wie heißt das Element und welche Ordnungszahl hat es?

    • b)

      Wie lauten die Zahlenwerte für die Kernladung, die Protonen, die Nucleonen, die Elektronen und die Masse?

  • 4.

    Was ist ein chemisches Element?

  • 5.

    Warum sind die Atome115B und116C keine Isotope?

  • 6.

    Was versteht man unter Isotopenhäufigkeit? Geben Sie zwei Beispiele! Nennen Sie ein Reinelement!

  • 7.

    Ergänzen Sie die fehlenden Angaben:

    Symbol A Z Protonen Neutronen Elektronen
    6
    Na 23 11
    H 2
    Cl 17 18
    U 92 143

  • 8.

    Was sagen Sie zu einem Teilchen, das 9 Protonen, 10 Neutronen und 10 Elektronen aufweist?

  • 9.

    Wodurch entsteht Radioaktivität?

  • 10.

    Geben Sie die abgekürzte Schreibweise und die Namen der drei Wasserstoffisotope an! Welches Isotop ist radioaktiv?

  • 11.

    Warum sind die Atommassen der Elemente keine glatten Zahlen?

  • 12.

    Wie viele Atome enthält 1 mol festes Magnesium, wie viele 1 mol gasförmiges Helium? Wie viel Gramm entspricht diese Stoffmenge?

  • 13.

    Wodurch werden die chemischen Eigenschaften eines Elementes bestimmt?

  • 14.

    Mit wie vielen Elektronen können die K-, L- und M-Schale maximal besetzt werden?

  • 15.

    Nennen Sie die vier Quantenzahlen, mit denen sich jedes Elektron in der Elektronenhülle eines Atoms beschreiben lässt! Gibt es Elektronen, die in allen Quantenzahlen übereinstimmen?

  • 16.

    Geben Sie möglichst genau die Elektronenkonfiguration eines Kohlenstoff- und eines Natriumatoms an! Welches Elektron eines Natriumatoms ist am energiereichsten?

  • 17.

    Was ist ein Atomorbital?

  • 18.

    Worin gleichen und worin unterscheiden sich die Elektronenkonfigurationen von Sauerstoff und Stickstoff?

  • 19.

    Ein 2s-Elektron soll auf ein leeres 2p-Niveau wechseln. Wird dazu Energie benötigt?

  • 20.

    Ordnen Sie die folgenden Atomorbitale in der Reihenfolge ihrer Besetzung (beginnend mit dem energieärmsten) und geben Sie die maximal mögliche Besetzung mit Elektronen an!

3s, 2p, 3d, 4s, 3p, 1s, 4p, 2s

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