|
Alle für die Chemie wichtigen Eigenschaften der Atome sind im Aufbau der Elektronenhülle begründet, so zum Beispiel die chemische Bindung, Färbigkeit oder Lichtdurchlässigkeit. Isotope haben identische chemische Eigenschaften, da sie identische Elektronenhüllen besitzen. Das erste Modell der Hülle wurde 1913 von Niels Bohr (1885 - 1962) entwickelt. Er nahm an, daß die Elektronen vom Kern elektrostatisch angezogen wurden und sich auf stabilen Kreisbahnen um den Kern bewegten.
Allerdings müßten beschleunigte elektrische Ladungen eigentlich in den Kern fallen, da die sich auf gekrümmten Bahnen bewegenden Elektronen ihre Energie eigentlich in Form von elektromagnetischer Strahlung abgeben und damit kinetische Energie verlieren müßten, weshalb beim Bohrschen Atommodell eine Stabilität der Atome nicht gegeben wäre. Außerdem widersprechen Elektronen auf Kreisbahnen der Heisenbergschen Unschärferelation, nach der es unmöglich ist, Ort und Impuls (und damit Energie) eines Teilchens gleichzeitig genau anzugeben. Dies wäre aber in Bohrs Modell sehr wohl möglich. Da man über den Energiezustand eines Elektrons sehr genaue Angaben machen muß, wird deshalb die Angabe des Ortes sehr unscharf. Die Heisenbergsche Unschärferelation lautet:
p * x h
p ... Impuls, x ... Richtungsvektor, h ... Plancksches Wirkungsquantum = 6.63 * 10-34 Js
Bohr spaltete weißes Licht durch ein Prisma in seine Spektralfarben auf und ließ eine Probe dieses Licht aufnehmen. Er wußte bereits, daß die Farben mit der Energie gekoppelt waren. Wenn die Probe Energie aufnahm, fehlte die betreffende Farbe im Spektrum. Wenn die Elektronen Energie aufnahmen, wurden sie in eine höhere Schale gehoben und zeigten ein Absorptionsspektrum. Wenn sie die Energie danach wieder abgaben, zeigten sie ein Emissionsspektrum. Nach Bohrs Folgerungen bewegten sich die Elektronen in 7 Schalen kreisförmig um den Kern. Diese Schalen (oder Sphären) wurden als K, L, M, N, O, P, Q bezeichnet. In jeder Schale fanden 2n² Elektronen Platz (also 2 in K, 8 in L, 18 in M, ...). In der äußersten Schale konnten sich maximal 8 Valenzelektronen befinden. Die Energie der Elektronen ist quantisiert, Elektronen weiter weg vom Kern haben höhere Energie. Diese Außenelektronen sind nicht so fest gebunden und spielen bei chemischen Bindungen eine wichtige Rolle. Aus diesem Grund heißen sie Valenzelektronen, bei manchen Elementen sind aber auch Elektronen der inneren Sphären valenzfähig.
Man hat Bohrs Modell teilweise beibehalten, nennt die Schalen aber heute Sphären. Die Elektronen befinden sich in diffusen Raumbereichen, in denen sie nicht genau lokalisiert werden können. Die Sphären werden zusätzlich zu den Buchstaben von innen beginnend durchnumeriert, dies nennt man die Hauptquantenzahl. Für größere Atome mit mehreren Elektronen reicht das einfache Sphärenmodell nicht aus. Zu einer Hauptquantenzahl n gibt es nun mehrere verschiedene Energieniveaus. Diese Unterniveaus, Orbitale genannt, werden mit den Buchstaben s, p, d, f bezeichnet. Je größer die Hauptquantenzahl n ist, desto geringer wird der Energieabstand zwischen den Sphären. Deshalb ist das Energieniveau 3d bereits energetisch höherliegend als 4s. Zur Vereinfachung der Besetzungsreihenfolge dient die Schachbrettregel, die zeilenweise gelesen wird:
1s
2s
2p 3s
3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d
Orbitaltyp Anzahl der Orbitale pro Sphäre Anzahl der Elektronen in den Orbitalen Orbitale in Sphären
s 1 2 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s
p 3 6 2p, 3p, 4p, 5p, 6p
d 5 10 3d, 4d, 5d, 6d
f 7 14 4f, 5f
|
