Elektronenhülle
Als Elektronenhülle oder auch Atomhülle bezeichnet man die Hülle eines Atoms, welche aus Elektronen besteht, die den Atomkern umgeben.Aus der Kenntnis der Struktur der Elektronenhülle lassen sich viele physikalische und chemische Eigenschafen von Atomen und damit Eigenschaften von Stoffen ableiten:
Atomradius, Emission und Absorption von elektromagnetischen Wellen, chemische Bindung, Bindungsart, Bindungslänge, Bindungsstärke, Bindungsgeometrie, elektrische Leitfähigkeit, Dipolmoment.
Außerdem besteht ein Zusammenhang zwischen dem Aufbau der Elektronenhülle und dem Aufbau des Periodensystems der chemischen Elemente.
Die Entwicklung eines Modells der Elektronenhülle ist eng mit der Entwicklung der Atomtheorie und der daraus entwickelten Atommodelle und Elektronenmodelle verknüpft.
Table of contents |
1.1 Kern-Hülle-Modell von Rutherford
2 Bezug zum Periodensystem1.2 Quantelung der Ladung - Elementarladung 1.3 Das Bohrsche Atommodell - Quantenmodell 3 Anwendung |
Damit gilt in einem neutralen Atom:
Stimmt die Zahl der Elektronen in der Atomhülle nicht mit der Zahl der Protonen im Atomkern überein, so ist das Atom geladen, und wird als Ion bezeichnet.
Ist die Protonenzahl im Kern größer als die Elektronenzahl, ist das Atom positiv geladen, es liegt ein Kation vor.
Ist die Protonenzahl kleiner als die Elektronenzahl, ist das Atom negativ geladen, es liegt ein Anion vor.
Auch Moleküle können Ionen bilden:
In einem Molekül können außerdem die Atome die Elektronenhüllen gegenseitig stören, wodurch Partialladungen entstehen, siehe Dipol.
Daraus entwickelte Bohr sein Schalenmodell, veranschaulicht durch das Planetenmodell:
Die Hauptenergieniveaus werden durch die Hauptquantenzahl n bezeichnet: n = 1 ist das niedrigste Hauptenergieniveau. Die Schalen werden mit Großbuchstaben bezeichnet: die K-Schale entspricht dem niedrigsten Energieniveau:
Mit diesem Modell und seinen beiden Bohrschen Postulaten konnte Bohr die von Johann Jakob Balmer 1885 durch eine Formel beschriebenen Spektren des Wasserstoffs erklären: Durch Aktivierung (Energiezufuhr) des Atoms werden die Elektronen auf ein höheres Energieniveau (Schale) gehoben.
Von dort springen sie unter Aussendung von Licht auf bestimmte, niedrigere Zustände zurück. So entspricht die Lyman-Serie einem Rücksprung auf die K-Schale, die Balmer-Serie einem Rücksprung auf die L-Schale, die Paschen-Serie einem Rücksprung auf die M-Schale, die Brackett-Serie einem Rücksprung auf die N-Schale und die Pfund-Serie einem Rücksprung auf die O-Schale.
Da sich andere Emissionsspektren nicht erklären ließen, wurden sie nach Bohr und Sommerfeld in Unterschalen (Nebenenergieniveaus) gegliedert.
Die Unterniveaus werden mit den Kleinbuchstaben bzw. mit der Nebenquantenzahl l bezeichnet:
Struktur
Kern-Hülle-Modell von Rutherford
Die Hülle des Atoms ist nahezu masselos und elektrisch negativ geladen. Im neutralen Atom ist der Betrag der positiven Kernladung gleich dem Betrag der Ladung der Hülle.Quantelung der Ladung - Elementarladung
Der Millikan-Versuch (Öltröpfchenversuch) ergab, dass die Ladung der Atomhülle nicht jeden beliebigen Betrag einnehmen kann. Sie kann nur ganzzahlige Vielfache der Elementarladung Coulomb betragen. Das gleiche gilt für die Elementarladung des Kerns: sie ist positiv und hat den Wert C. Die Träger einer positiven Elementarladung werden Protonen genannt, die Träger der negativen Elementarladung sind die Elektronen.
Hierbei muss die Summe aller Protonen mit der Summe aller Elektronen aller Atome im Molekül verglichen werden: Auch hier spricht man von Kationen, wenn ein Überschuss an positiver Ladung vorliegt, und von Anionen bei Überschuss von negativer Ladung.
Zwitterionen sind Moleküle, die nach außen hin neutral sind, die aber in verschiedenen Bereichen unterschiedlich geladene Atiomgruppen aufweisen (z. B. Aminosäuren).
Induzierte Dipole entstehen durch zwischenmolekulare Wechselwirkung.Das Bohrsche Atommodell - Quantenmodell
Quantelung der Energie der Elektronen in der Atomhülle
Die Messung der Ionisierungsenergien und die Vermessung von Absorptions- und Emissionsspektren ergibt, dass Elektronen eines Atoms unterschiedliche Energien aufweisen, d. h. unterschiedliche Energieniveaus einnehmen.
Elektronen nehmen nur bestimmte Hauptenergieniveaus ein, die im Schalenmodell den einzelnen konzentrisch um den Atomkern angeordneten Elektronenschalen entsprechen.Hauptquantenzahl Schale
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1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
Feinstruktur der Hauptenergieniveaus – Unter- oder Nebenniveaus
Genauere Messungen von Ionisierungsenergien und Spektren ergab, dass die Hauptenergieniveaus aus Unterniveaus zusammengesetzt sind. Diese werden im Schalenmodell des bewegten Elektrons als Drehimpuls interpretiert.l = 0: s-Niveau,
l = 1: p-Niveau,
l = 2: d-Niveau,
l = 3: f-Niveau
l = 4: g-Niveau
l = 5: h-Niveau
etc.
Die Zahl der Unterniveaus entspricht dabei der jeweiligen Hauptquantenzahl:
Hauptniveau | besteht aus |
1 | s |
2 | s, p |
3 | s, p, d |
4 | s, p, d, f |
5 | s, p, d, f, g |
Orbitale
Mit dem Orbitalmodell muss die Vorstellung von sich auf Schalen bewegenden Elektronen endgültig aufgegeben werden:
Orbitale sind Räume, in welchen sich Elektronen mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit aufhalten.
Veranschaulicht wird das Orbital durch die räumliche Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichte, die sich durch Multiplikation der Wellenfunktion mit ihrem kunjugierten Komplexen berechnen lässt.
Jedes Unterniveau besteht aus Orbitalen, die Zahl der Orbitale für jedes Unterniveau kann mit der Formel 2*l-1 berechnet werden.
Unterniveau | l | Zahl der Orbitale |
s | 1 | 1 |
p | 2 | 3 |
d | 3 | 5 |
f | 4 | 7 |
Im Orbitalmodell wird jedem Elektron eines Atoms in der Atomhülle ein bestimmter Quantenzustand zugeordnet, der durch einen Satz von 4 Quantenzahlen vollständig beschrieben wird. Jedes Elektron eines Atoms muss sich in mindestens einer Quantenzahl von allen übrigen Elektronen unterscheiden.
(In Klammern die Angaben für die beiden Elektronen des Heliums)
- n = Hauptquantenzahl (1/1)
- l = Nebenquantenzahl, sie gibt die räumliche Gestalt des Orbitals an (0/0)
- m = Magnetquantenzahl, sie gibt die räumliche Ausrichtung des Orbitals an. (0/0)
- s = Spinquantenzahl (+1/2/-1/2)
Dafür können innerhalb eines Hauptenergieniveaus mehrere gleiche Orbitale liegen, deren Elektronen sich auf identischem Energieniveau befinden, ausgenommen des einfachsten Orbitals, dem s-Orbital.
siehe auch: Elektronenkonfiguration
Allerdings überschneiden sich die Energieniveaus der d- und f-Orbitale mit dem Energieniveau der systematisch eigentlich höheren s-Orbitale. Dies hinterlässt „Lücken“ im Periodensystem, oder genauer: es bringt das Periodensystem durcheinander:
Direkt hinter Magnesium in der 3. Periode müsste die 3. Nebengruppe beginnen, es geht aber weiter mit Aluminium in der 3. Hauptgruppe.
Die 3. Nebengruppe beginnt erst in der 4. Periode (=> 4. Hauptenergieniveau = N-Schale) hinter Kalzium. Erst hier werden die 3d-Orbitale mit Elektronen aufgefüllt.
Die Gliederung der Elektronenhülle wird durch die Elektronenkonfiguration dargestellt. So bedeutet die Elektronenkonfiguration des Sauerstoffs 1s22s22p4, dass das Atom im 1s-Orbital (1. s-Orbital, entspricht der K-Schale) zwei Elektronen besitzt, in der zweiten Schale (L-Schale) befinden sich 6 Elektronen: 2 im 2s- und 4 im 2p-Orbital.
Die Schalen haben eine maximale Besetzungszahl. Von innen nach außen ist die Elektronenhülle in folgende Schalen (Hauptenergieniveaus) gegliedert:
Bezug zum Periodensystem
In der Regel kommt mit jeder Schale ein neuer Orbitaltyp dazu, beginnend mit der K-Schale, in der es nur das 1s-Orbital gibt. Außerdem hat jede Schale abermals die vorangegangenen Orbitaltypen, jede Schale besitzt also z.B. ihr eigenes s-Orbital.
Die Formel für die maximale Besetzungszahl lautet:
2n2, wobei n die Hauptquantenzahl ist.