• Das Schalenmodell (Bohrsches Atommodell)
• Unterschalen (Bohr-Sommerfeld-Atommodell)
• Spektrallinien und Lichtabsorption (Balmer-Serie)

Was sind Atome

Bohr'sches Atommodell "Atome sind aus einem Atomkern aus Protonen und Neutronen aufgebaut." "Um den Atomkern kreisen negativ geladene Elektronen in den ihnen zugewiesenen Schalen."

Der Beginn dieses Kapitels wird mit einem Schema des Bohr'schen Atommodells eingeleitet. Viele chemische Reaktionen lassen sich erst verstehen, wenn man mit diesem Schalenmodell vertraut ist. Es soll hier nicht tiefer auf die mathematisch-physikalischen Grundlagen eingegangen werden.

Die Grundaussage dieser Theorie ist folgende: Elektronen kreisen nicht wahllos um den Atomkern, sondern halten sich innerhalb von Schalen auf.

Der Grund dafür folgender:

• Elektronen kreisen mit großer Geschwindigkeit um den Atomkern. Die elektrostatische Anziehungskraft zwischen Kern und Elektronen - bei der die negativ geladenen Elektronen durch den positiven Kern angezogen werden - wird durch die Zentrifugalkraft (Fliehkraft) der Elektronen aufgehoben. Würden die Elektronen also nicht in dieser hohen Geschwindigkeit um den Kern kreisen, müssten sie auf den Kern stürzen. Dabei taucht jedoch folgendes Problem auf:
• Die klassische Elektrodynamik ist ein Teilbereich der Physik, der sich mit Ladungen beschäftigt. Sie sagt aus, dass bewegte Ladungen, hier die um den Atomkern kreisenden Elektronen, immer elektromagnetische Wellen (also sichtbares oder nicht sichtbares Licht) unter Energieverlust ausstrahlen müssten. Dies geschieht jedoch nicht. Sonst würde auch die kinetische Energie (Bewegungsenergie, also diejenige Energie, die das Elektron benötigt, um den Kern zu umkreisen) der Elektronen so lange sinken, bis das Elektron schließlich doch auf den Kern stürzt.
• Der Physiker Niels Bohr hatte nun folgende Idee:
• Elektronen können sich auf festgelegten Bahnen (Schalen) mit jeweils unterschiedlichen Energiestufen strahlungslos, d.h. ohne Energieverlust bewegen.

Diese Schalen werden K-Schale, L-Schale, M-Schale u.s.w. genannt.

Für die Schalen gilt:

• Die (1.) K-Schale fasst insgesamt 2 Elektronen.

Die (2.) L-Schale und alle weiteren Hauptschalen nehmen 8 Elektronen auf (mit Unterschalen sogar noch mehr, aber darauf wird erst eingegangen im Kapitel Unterschalen).

Die innerste Schale (K-Schale) fasst 2 Elektronen. Die zweite Schale (L-Schale) fasst 8 Elektronen. Die dritte Schale (M-Schale) nimmt ein 1 Elektron auf. Diese Schale ist nicht gesättigt, weil sie ja zunächst einmal 7 weitere Elektronen aufnehmen könnte. Elektronen nicht gesättigter Schalen bezeichnet man als Valenzelektronen; sie sind für chemische Reaktionen verantwortlich.

In der bekannten Verbindung Natriumchlorid (NaCl), also Kochsalz, gibt Natrium in der Tat 1 Elektron, das äußerste an Chlor ab. Damit hat Natrium zwei vollbesetzte Schalen und eine Schale nicht besetzt.

Nach der Edelgastheorie sind Atome immer bestrebt, volle Schalen (und damit einen energiearmen Zustand) zu erreichen. Ein fundamentaler Satz der Chemie lautet nämlich: Stoffe sind immer bestrebt, den energiegünstigsten (energieärmsten) Zustand zu erreichen. Um diesen Zustand zu erlangen, geben Atome in Reaktionen Elektronen ab oder nehmen sie auf. Die Theorie heisst so, weil nach ihr Elemente immer versuchen, durch Elektronenabgabe oder -aufnahme die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Edelgase gehen nämlich nahezu keine Reaktionen ein. Sie brauchen dies auch nicht, weil sie bereits volle Schalen aufweisen:

• Das Edelgas Helium hat insgesamt 2 Elektronen. Die K-Schale ist voll besetzt.
• Das Edelgas Neon hat 2 Elektronen in der K- und 8 in der L-Schale, insgesamt 10 Elektronen. Die K- und die L-Schale sind voll besetzt
• Das Edelgas Argon hat 2 Elektronen in der K-, 8 in der L- und 8 in der M-Schale, insgesamt also 18 Elektronen. Die K-Schale, die L-Schale und die M-Hauptschalen sind voll besetzt.
• Das Metall Natrium hingegen hat davon 2 in der K-, 8 in der L- und zusätzlich noch 1 Elektron in der M-Schale (insgesamt 11 Elektronen). Erst, nachdem dieses eine Valenzelektron (z.B. an Chlor) abgegeben wurde, weist Natrium die erstrebte Edelgaskonfiguration wie Neon auf.
• Das Gas Chlor weist 17 Elektronen auf, davon 2 in der K-, 8 in der L-, aber nur 7 in der M-Schale. Erst, nachdem ein Elektron (z.B. vom Natrium) aufgenommen wurde, weist Chlor die gewünschte Edelgaskonfiguration wie Argon auf.

Nachdem die Elektronen zwischen Natrium (grün) und Chlor (blau dargestellt) ausgetauscht sind, gehen sie die Verbindung Natriumchlorid - Kochsalz - ein. Natriumchlorid ist bekanntlich eine stabile Verbindung, im Gegensatz zu den hochreaktiven Elementen Natrium und Chlor. Hier wird deutlich: Nur äußere Schalen nehmen an Bindungen teil (symbolisiert durch das gelbgrüne Elektron, das Natrium an Chlor abgibt); die inneren Schalen des Natriumatoms und des Chloratoms bleiben erhalten.

Mehr hierzu unter:
[Chemieplanet > Stoffe > Was sind Stoffe > Ionenbindung]

Ebenso erklärt sich die Verbindung Wasser: Das Element Sauerstoff hat in der äußeren L-Schale nur 6 Elektronen, braucht also noch 2, um eine ganze Schale ausfüllen zu können und damit die gleiche Elektronenkonfiguration wie das Edelgas Neon zu erreichen. Sauerstoff kann dafür eine Reaktion mit Wasserstoff eingehen. Wasserstoff bietet jedoch insgesamt nur 1 Elektron an. Um also insgesamt eine volle Schale zu erreichen, muss der Sauerstoff mit 2 Teilchen Wasserstoff eine Reaktion eingehen. Das Ergebnis? Wasser, H₂O!
Wasser ist eine Verbindung aus 2 Teilchen Wasserstoff und 1 Teilchen Sauerstoff.

	Von außen betrachtet sieht ein Wassermolekül etwa wie links aus. Grün ist sind die Wasserstoffatome, blau das Sauerstoffatom.
	Links ist die Struktur des Wassermoleküls schematisch dargestellt; die blauen Elektronen stammen vom Sauerstoff, die grünen vom Wasserstoff. Auch hier gilt: Nur äußere Schalen nehmen an Bindungen teil; die innere Schale des Sauerstoffatoms bleibt erhalten.

Mehr hierzu unter:
[Chemieplanet > Stoffe > Was sind Stoffe > Kovalente Bindung]

Noch etwas: Findet ein elementares Gas keinen Reaktionspartner, um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen, gruppieren sich jeweils zwei Atome zu einem Molekül. Beispielsweise teilen sich zwei Sauerstoffatome in der Form gasförmigen Sauerstoffes - die in der äußeren L-Schale nur 6 Elektronen statt der erwünschten 8 aufweisen - jeweils 2 Elektronen miteinander. So kommt es, dass gasförmiger Sauerstoff die Molekülmasse von 32 u hat, obgleich ein einzelnes Sauerstoffatom nur die Atommasse von 16 u aufweist.

Zusammengefasst:

• Die erste Schale hat Edelgasanordnung, wenn sie zwei Elektronen erhält, alle anderen Schalen haben Edelgasanordnung, wenn sie als Außenschale (ohne Unterschalen zu berücksichtigen) 8 Elektronen aufweisen (Oktettregel). Bis auf die Edelgase können Atome können durch Elektronenabgabe oder -aufnahme diese Edelgasanordnung erreichen.

Periodensystem

Leider ist die Natur nicht ganz so einfach. Es ergibt sich nämlich später aus bestimmten theoretischen Überlegungen:
Die 3. Schale wird zunächst nur mit 8 Elektronen besetzt. Nachdem die 4. Schale jedoch 2 Elektronen aufgenommen hat, wird nun wieder die 3. Schale auf 18 Elektronen aufgefüllt. Danach nimmt auch die 4. Schale zunächst nur 6 weitere Elektronen auf, hat dann also in der Summe 8 Elektronen. Aber erst mit 32 Elektronen ist die 4. Schale voll besetzt. Ebenso weist die 5. Schale in der Summe zunächst nur 8 Elektronen auf, ist aber erst mit 50 Elektronen voll besetzt. Weshalb ergeben sich diese Besonderheiten?

Um das zu erklären, wurden Unterschalen von Bohr und Sommerfeld im Bohr-Sommerfeld-Atommodell entwickelt.

Die Unterschalen wurden s, p, d und f genannt. Auf die Unterschalen passen jeweils...
 

s- und p-Elektronen zusammen ergeben übrigens die 8 Elektronen, die in dem einfachen Schalenmodell aufgetaucht sind:

• Die (1.) K-Schale kann nur zwei s-Elektronen aufweisen,
• die (2.) L-Schale kann zwei s-, außerdem sechs p- Elektronen aufweisen, insgesamt also acht Elektronen,
• die (3.) M-Schale insgesamt acht s- und p-, außerdem zehn d- Elektronen,
• die (4.) N-Schale insgesamt acht s-, und p-, außerdem zehn d- und vierzehn f- Elektronen.

Das bedeutet:

• Die ersten beiden Schalen sind voll besetzt mit 2 Elektronen in der 1s-Schale, außerdem
• 2 Elektronen in der 2s-Schale und 6 Elektronen in der 2p-Schale.
• Die 3. Schale ist nicht voll besetzt: Die 3s-Schale enthält zwar 2 Elektronen, aber die 3p-Schale nur 5 Elektronen; erst mit 6 Elektronen wäre eine p-Schale voll besetzt.

Es zeigt sich, dass nicht alle Elektronen einer Schale das gleiche Energieniveau haben:
 

Nach oben ergibt sich eine zunehmende potentielle Energie (Lageenergie; kann im Bohr'schen Atommodell gedeutet werden als zunehmende Entfernung zum Atomkern, in der das Elektron um den Atomkern kreist), d.h. die Besetzung der Schalen erfolgt von unten nach oben.

Hier wird auch erkennbar, weshalb beispielsweise die (3.) M-Schale erst 8 Elektronen aufnimmt und erst vollständig aufgefüllt wird, nachdem die (4.) N-Schale mit 2 Elektronen besetzt wurde:

• Die Unterschale 3s nimmt 2 Elektronen auf,
• die Unterschale 3p nimmt 6 Elektronen auf.
• Die der 3p Unterschale folgende Unterschale ist jedoch nicht 3d, wie das Energieniveaubild zeigt, sondern 4s.
• Aus diesem Grunde wird die Schale 4s zuerst mit 2 Elektronen besetzt, bevor die Schale 3d ausgefüllt wird und die (3.) M-Schale somit komplett ist.

Tiefer auf modernere Atommodelle wird eingegangen unter:

Orbitalmodelle

Mehr zum Thema Elemente auch unter:

Chemische Formeln
Eigenschaften der Elemente
 

Was sind Atome