3 Atommodelle

3.1 Kern und Hülle als Strukturelemente der Atome
3.2 Die Energie der Elektronen in Atomen; das
Energiestufenmodell
3.3 Modellvorstellung über die Aussenelektronen eines
Atoms
3.4 Das Periodensystem III; der Aufbau der
Elektronenhülle
3.5 Exkurs: Elektronen als stehende Wellen
3
Atommodelle

B a s i s w i s s e n C h e m i e
3 . 1 K e r n u n d H ü l l e a l s S t r u k t u r e l e m e n t e d e r A t o m e
Thomson nahm an, dass die positiven Protonen ein Atom vollständig ausfüllen
und zwischen ihnen die wesentlich kleineren Elektronen eingebettet sind,
wie Rosinen in einem Kuchen (Rosinenkuchen-Modell). Die ungleichnamigen Ladungen
erzeugen elektrostatische Anziehungskräfte, die das Atom zusammenhalten
und stabilisieren (Atommodell nach Thomson, 1904).
Abb. 3.1 Rosinenkuchen-Modell
Dieser Vorstellung fehlten jedoch die Beweise. Im Jahre 1906 führte Ernest
Rutherford (1871–1937) seinen berühmten Streuversuch durch, der zu einem gänzlich
neuen Bild der Atome führen sollte.
Der Forscher beschoss eine Goldfolie, deren Dicke etwa der Abfolge von 1000
Atomschichten entsprach, mit α-Teilchen (2-fach positiv geladen, Masse ungefähr 4
u; Abschnitt 2.7) und beobachtete deren Auftreffen auf einem Leuchtschirm, nachdem
sie die Folie durchdrungen hatten.
Bleiblock
Ablenkungen
Radium, sendet
α-Strahlen aus
Filmstreifen
Goldfolie
Abb. 3.2 Schema der Apparatur für den Streuversuch
Es stellte sich heraus, dass von rund einhundert α-Teilchen nur eines geringfügig
seine geradlinige Bahn verlassen hatte. Die meisten Teilchen gingen durch die
Goldfolie hindurch, ohne von ihrem Weg abgelenkt zu werden. Die Vorstellung von
kompakten Atomen konnte demnach nicht richtig sein. Fast noch überraschender
war die Tatsache, dass einige wenig α-Teilchen, etwa jedes zehntausendste, in sehr
64

3 A t o m m o d e l l e
grossen Winkeln aus ihrer Bahn geworfen wurden. Rutherford meinte dazu: «Es
wäre beinahe so unglaublich, wie wenn eine 38-cm Granate, die man gegen ein Stück
Seidenpapier abgefeuert hatte, zurückkäme und einen selber träfe.» 1
e - e -
e - e -
e -
e -
Abb. 3.3 Beobachtete Ablenkungen im Streuversuch; Detailansicht an einem Atom
Abb. 3.4 Modellvorstellung eines Atoms nach Rutherford mit den Bahnen der α-Teilchen
Die Auswertung des Experiments ergab, dass die positive Ladung nicht
gleichmässig verteilt, sondern in einem Atomkern konzentriert ist, mit einem etwa
hunderttausendmal kleineren Durchmesser als derjenige des gesamten Atoms. Nur
starke abstossende Kräfte zwischen der in einem minimalen Raum konzentrierten
positiven Ladung der Protonen können die grosse Ablenkung der 2-fach positiv
geladenen α-Teilchen erklären. Auf Grund der Grössenverhältnisse ist die Wahrscheinlichkeit
gering, dass ein α-Teilchen nahe am Kern vorbeifliegt. Somit kommt
es selten zu einer grösseren Ablenkung.
Da die Gesamtladung eines Atoms null ist, entspricht die Anzahl der Elektronen
der Anzahl Protonen (Kernladung). Die Elektronen bewegen sich in der
Elektronenhülle, die die Ausdehnung eines Atoms verursacht (Atommodell nach
Rutherford).
Abb. 3.5 Kern-Hülle-Modell eines Atoms nach Rutherford
1 Rutherford, E.: The Theory of atomic structure. Essay in «The Background to Modern Science» S. 69
65

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Kern-Hülle-Modell:
Atomkern: enthält alle Protonen und Neutronen
sowie praktisch die gesamte Masse
des Atoms (mehr als 99,9 %); Ø ~ 10 –15 m
Atom
Ø ~ 10 –10 m
Elektronenhülle: Raum um den Atomkern,
in dem sich die Elektronen bewegen
Wäre der Durchmesser
des Atoms 100 m...
Mit dem Kern-Hülle-Modell lassen sich die
in der Literatur oft verwendeten Begriffe
Kernladungszahl für Protonenzahl bzw.
Nukleonenzahl für Massenzahl verstehen.
...hätte der Atomkern ca.
1 mm Durchmesser
– Kernladungszahl (Ordnungszahl oder
Protonenzahl): Gesamtladung des Kerns
– Nukleonenzahl (Massenzahl): Summe
aller Protonen und Neutronen des Kerns
(nucleus lat. = Kern)
75 m
Alle Atomkerne der Erde ergäben, dicht
gepackt, einen Würfel von 75 m Kantenlänge.
Abb. 3.6 Grössenvergleich Kern/Atom
66

3 A t o m m o d e l l e
3 . 2 D a s E n e r g i e s t u f e n m o d e l l
Spaltet man einem Atom Elektronen ab, so entstehen Ionen (elektrisch geladene
Teilchen) mit einer positiven Ladung. Dieser Vorgang ist endotherm (benötigt
Energie), da die anziehenden Kräfte zwischen dem positiv geladenen Kern und den
negativen Elektronen überwunden werden müssen. Die dabei nötige Energie heisst
Ionisierungsenergie (IE). Um genauere Kenntnis über den Aufbau der Elektronenhülle
zu erhalten, werden einem Atom alle Elektronen entfernt und die Ionisierungsenergien
in einer Tabelle zusammengestellt (Tab. 3.1).
Tab. 3.1 Ionisierungsenergien in Elektronenvolt (eV, 1 eV ~ 95,8 kJ/mol)
Nr. Symbol 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.
13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. abgespaltenes Elektron
1 H 13,6
2 He 24,6 54,4
3 Li 5,4 75,6 122,5
4 Be 9,3 18,2 153,9 217,7
5 B 8,3 25,2 37,9 259,4 340,2
6 C 11,3 24,4 47,9 64,5 392,1 490,0
7 N 14,5 29,6 47,5 77,5 97,9 552,1 667,0
8 O 13,6 35,1 54,9 77,4 113,9 138,1 739,3 871,4
9 F 17,4 35,0 62,7 87,1 114,2 157,2 185,2 953,7 1103,1
10 Ne 21,6 41,0 63,5 97,1 126,2 157,9 207,3 239,0 1195,8 1362,2
11 Na 5,1 47,3 71,6 98,9 138,4 172,2 208,5 264,2 299,9 1465,1 1648,7
12 Mg 7,6 15,0 80,1 109,2 141,3 186,5 224,9 265,9 328,0 367,5 1761,8 1962,6
13 Al 6,0 18,8 28,4 120,0 153,7 190,5 241,4 284,6 330,2 398,6 442,1 2085,9
14 Si 8,1 16,3 33,5 45,1 166,8 205,0 246,5 303,2 351,1 404.4 476,1 523,5
15 P 10,5 19,7 30,2 51,4 65,0 220,4 263,2 309,4 371,7 424,5 479,6 560,4
16 S 10,4 23,3 34,8 47,3 72,7 88,0 280,9 328,2 379,1 447,1 504,8 564,6
17 Cl 13,0 23,8 39,6 53,5 67,8 97,0 114,2 348,3 400,1 455,6 529,3 592,0
18 Ar 15,8 27,6 40,7 59,8 75,0 91,0 124,3 143,5 422,4 478,7 539,0 618,2
19 K 4,3 31,6 45,7 60,9 82,7 100,0 117,6 154,9 175,8 503,4 564,1 629,1
20 Ca 6,1 11,9 50,9 67,1 84,4 108,8 127,7 147,2 188,5 211,3 591,3 656,4
Elektronenzahl = 1
= 2
12 = 3
22 = 4
32 = 5
42 = 6
52 = 7
62 = 8
72 = 9
82 = 10
182 = 11
282 = 12
2304,0 382 = 13
2437,7 2673,14 82 = 14
611,9 2816,9 3069,85 82 = 15
651,6 707,1 3223,8 3494,0 682 = 16
656,7 749,7 809,4 3658,4 3946, 27 82 = 17
686,0 755,7 854,8 918 4120,8 4426,18 82 = 18
714,0 787,1 861,8 968 1034 4611,0 4934,0 1882 = 19
726,0 816,6 895,1 974 1087 1157 5129,0 5469,7 2882 = 20
Nach dem Coulomb-Gesetz (Abschnitt 2.2) ist die Ionisierungsenergie umso
grösser, je energieärmer das abzuspaltende Elektron ist. Entfernt man einem Atom
mehrere Elektronen, so nimmt die IE zu, da das Gleichgewicht zwischen den anziehenden
Kräften Kern-Elektronen und den abstossenden Kräften Elektronen-Elektronen
gestört wird (je weniger Elektronen in der Hülle vorhanden sind, desto geringer
sind die abstossenden Kräfte zwischen den Elektronen, die dadurch näher an
den Kern gezogen werden).
Nun beobachtet man aber z.B. bei den Elementen Lithium (mit 3 Elektronen)
bis Neon (mit 10 Elektronen) eine überraschend starke Zunahme der IE, wenn
nach dem drittletzten Elektron das zweitletzte abgetrennt wird. Zur Abspaltung der
beiden letzten Elektronen ist unverhältnismässig viel Energie nötig. Offenbar sind
diese zwei Elektronen ganz besonders fest gebunden. Sie befinden sich in einem sehr
energiearmen Zustand.
67

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Tab. 3.2 Ionisierungsenergien für die Elemente 3–10 in eV
Nr. Ele- 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. Abgespaltement
nes Elektron
3 Li 5,4 75,6 122,5 1 + 2
4 Be 9,3 18,2 153,9 217,7 2 + 2
5 B 8,3 25,2 37,9 259,4 340,2 3 + 2
6 C 11,3 24,4 47,9 64,5 392,1 490,0 4 + 2
7 N 14,5 29,6 47,5 77,5 97,9 552,1 667,0 5 + 2
8 O 13,6 35,1 54,9 77,4 113,9 138,1 793,3 871,4 6 + 2
9 F 17,4 35,0 62,7 87,1 114,2 157,2 185,2 953,7 1103,1 7 + 2
10 Ne 21,6 41,0 63,5 97,1 126,2 157,9 207,3 239,0 1195,8 1362,2 8 + 2
In den Elektronenhüllen der Atome von Lithium bis Neon existieren also
zwei energetisch unterschiedliche Gruppen von Elektronen: 2 Elektronen sind jeweils
deutlich energieärmer als die restlichen.
Das Natriumatom besitzt ein Elektron mehr als das Neonatom (insgesamt
11 Elektronen), von denen eines besonders leicht abzutrennen ist, das zweite aber
bedeutend mehr Energie benötigt. Zum Abspalten der letzten beiden Elektronen
ist nochmals, verglichen mit dem drittletzten Elektron, ein beträchtlich grösserer
Energiebetrag erforderlich:
Tab. 3.3 Ionisierungsenergien der 11 Elektronen des Elements Natrium
in eV
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.
11 Na 5,1 47,3 71,6 98,9 138,4 172,2 208,5 264,2 299,9 1465,1 1648,7 1 + 8 + 2
Bei den auf das Natrium-Atom folgenden Elementen Magnesium bis Argon
(mit insgesamt 12 bis 18 Elektronen), sind jeweils 2, 3, 4, 5, 6, 7 und 8 Elektronen
leichter abzutrennen als die übrigen. Wiederum sind die letzten beiden Elektronen
am schwersten abzuspalten. Diese Elemente haben folglich drei Gruppen von Elektronen
unterschiedlicher Energien. Die Elektronenhüllen von Kalium und Calcium
schliesslich zeigen eine vierfache Gliederung (Tab. 3.1). Auch bei den Atomen der
höheren Elemente lässt sich eine derartige Gliederung beobachten. Die Räume, in
denen sich Elektronen ähnlicher Energien aufhalten, heissen Elektronenschalen. Ihre
Nummerierung beginnt mit der energieärmsten Schale. Die maximale Elektronenzahl
einer Schale berechnet sich mit 2n 2 , wobei n der Schalennummer entspricht. In
den Atomen der natürlich vorkommenden Elemente gibt es jedoch keine Schale, die
mehr als 32 Elektronen aufweist.
68

3 A t o m m o d e l l e
Tab. 3.4 Gliederung der Elektronenhülle in Schalen
Schale
1 2
2 8
Maximale Elektronenzahl
pro Schale
allgemein
3 18 2n 2
4 32 n: Schalennummer
5 50 theoretisch
6 72 theoretisch
7 98 theoretisch
Vergleicht man die Werte der Ionisierungsenergien mit dem Periodensystem,
so fällt folgendes auf: Die Elemente Lithium, Natrium und Kalium besitzen
in der Hülle ihrer Atome je ein leicht abzuspaltendes Elektron, ein Aussenelektron
oder Valenzelektron. Dies gilt auch für die Elemente Rubidium, Caesium und Francium.
Diese Elemente stehen deshalb im Periodensystem in der Hauptgruppe IA.
Gleiches lässt sich aus der Tabelle mit den Ionisierungsenergien für die Elemente
Beryllium, Magnesium und Calcium, Bor und Aluminium, Kohlenstoff und Silicium
usw. ablesen. Die Anzahl der leicht abzuspaltenden Elektronen beträgt in diesen
Fällen 2, 3, 4 … Deshalb stehen diese Elemente in den Hauptgruppen IIA, IIIA, IVA
… Ihre Nummer gibt folglich die Anzahl der Aussenelektronen der entsprechenden
Atome an.
Ähnliches gilt auch für die waagrechten Reihen des Systems, den Perioden.
So gliedern sich die Hüllen der Atome Wasserstoff und Helium, Lithium bis Neon,
Natrium bis Argon in 1, 2 bzw. 3 Elektronenschalen. Die Nummern der Perioden
des Systems stimmen daher mit der Anzahl Elektronenschalen in den betreffenden
Atomen überein.
Für das Periodensystem gilt:
– Die Hauptgruppennummern (IA bis VIIIA) entsprechen der Anzahl der Aussen-
(Valenz-) elektronen.
– Die Periodennummer ist gleich der Anzahl Elektronenschalen in den Atomen
der in der jeweiligen Periode stehenden Elemente.
Vergleicht man die metallischen mit den nichtmetallischen Elementen innerhalb
einer Periode, z.B. Natrium bis Argon, so stellt man fest, dass sich die Valenzelektronen
der Metallatome leichter abspalten lassen als die der Nichtmetallatome.
Anders ausgedrückt bedeutet dies, dass die Aussenelektronen der Metallatome
69

B a s i s w i s s e n C h e m i e
schwach, die der Nichtmetallatome stark gebunden sind. Ein Mass für die Stärke,
mit der Atome, genauer die Atomrümpfe (Atom ohne die äusserste Schale), Elektronen
anziehen, ist die Elektronegativität (EN; Abschnitt 6.3). Im Periodensystem ist
die Elektronegativität für die einzelnen Atome angegeben.
– Metalle sind Elemente, deren Aussenelektronen im Atom schwach gebunden
sind. Sie haben eine kleine Elektronegativität.
– Die Atome der Nichtmetalle binden ihre Aussenelektronen stark. Ihre Elektronegativitätswerte
sind gross.
3 . 3 M o d e l l v o r s t e l l u n g ü b e r d i e A u s s e n e l e k t r o n e n e i n e s A t o m s
Lange Zeit ging man von der Vorstellung aus, dass sich die Elektronen in den
Atomen auf kreisförmigen oder elliptischen Bahnen um den Kern bewegen (Niels
Bohr 1913; Arnold Sommerfeld 1915). Mit diesem «Planetenmodell» konnten jedoch
zahlreiche Erscheinungen nicht erklärt werden. Dazu gehörte u.a. die Frage, wie sich
Atome zu grösseren Verbänden zusammenschliessen. In der ersten Hälfte des 20.
Jahrhunderts zeigte es sich, dass Elektronen ähnliche Eigenschaften aufweisen wie
Licht. Beide erzeugen ein Muster (Beugungsmuster) von hellen und dunklen konzentrischen
Kreisen, wenn sie feste Stoffe wie z.B. eine Aluminiumfolie oder eine
Thallium/Chlor-Verbindung durchdringen.
Abb. 3.7 Links: Beugung beim Durchgang von Röntgenstrahlen (energiereiches Licht) durch eine Al-
Folie (Photo: Bell Telephone Laboratories). Rechts: Beugung eines Elektronenstrahls beim Durchgang
durch eine Folie aus Thalliumchlorid (Photo: RCA Laboratories, Princeton, N.J.)
Solche Muster entstehen dadurch, dass sich Wellen gegenseitig auslöschen
(dunkle Stellen) oder verstärken (helle Stellen). Dem Licht sowie den Elektronen
müssen bei derartigen Experimenten Welleneigenschaften zugeschrieben werden.
Erst die sich daraus ableitende Vorstellung von stehenden Elektronenwellen um den
70

3 A t o m m o d e l l e
Atomkern machte es möglich, viele chemische Fragen befriedigend zu lösen. Um
das Wesen von Elektronen zu verstehen, sind sowohl ein Wellen- wie auch ein Teilchenmodell
nötig (Abschnitt 3.5).
Dieser Dualismus Welle/Teilchen ist der Grund dafür, dass sich Elektronen
nicht auf vorgeschriebenen Bahnen um den Atomkern bewegen. Es ist jedoch möglich,
Räume zu berechnen, in denen die Elektronen mit grosser Wahrscheinlichkeit
anzutreffen sind. Solche Räume nennt man Elektronenwolken, Ladungswolken, Aufenthaltsräume
oder einfach «Wolken». Die Darstellung solcher Wolken kann man
sich als Summierung zahlreicher «Momentaufnahmen» des Elektrons vorstellen
(Abb. 3.8 a). Ein Punkt entspricht dabei dem Ort des Elektrons in einem bestimmten
Augenblick. Dort, wo die Punkte dichter liegen, hält sich das Elektron häufiger
auf. Oft zeichnet man die Ladungswolken mit Umgrenzungslinien, die dann eine
bestimmte prozentuale Aufenthaltswahrscheinlichkeit (meist 90 %) einschliessen
(Abb. 3.8 b).
a) b)
Abb. 3.8 Kugelsymmetrische Ladungswolke
Da sich chemische Vorgänge hauptsächlich auf der äussersten Elektronenschale,
der Valenzschale, abspielen, sind die Valenzelektronen von besonderer
Wichtigkeit. Ihre Verteilung auf Elektronenwolken erfolgt modellmässig nach bestimmten
Regeln:
– In einer Wolke können sich maximal 2 Elektronen aufhalten, die sich in ihrem
Spin (vereinfacht vorgestellt als Eigenrotation im bzw. gegen den Uhrzeigersinn)
unterscheiden (Pauli-Prinzip 1926; W. Pauli, 1900–1958).
– Die zur Verfügung stehenden Elektronenwolken gleicher Energie werden zuerst
alle einfach und dann erst doppelt besetzt (Hund’sche Regel 1926; F. Hund, 1896–
1997).
Da die Valenzschale eines Atoms maximal 8 Elektronen enthält, stehen 4 Wolken
für die Aussenelektronen zur Verfügung (für die K-Schale nur eine Wolke, da die
erste Schale maximal zwei Elektronen aufnehmen kann). Gemäss der Hund’schen
Regel und der Anzahl Valenzelektronen ordnet man der Hauptgruppe IA eine, den
71

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Hauptgruppen IIA zwei, IIIA drei und IVA vier einfach besetzte Wolken zu (die
Nummer der Hauptgruppe entspricht der Anzahl Valenzelektronen; Abschnitt 3.2).
Ab der Hauptgruppe VA werden die Elektronen doppelt besetzt:
Hauptgruppe VA: Eine doppelt und drei einfach besetzte Wolken
Hauptgruppe VIA: Zwei doppelt und zwei einfach besetzte Wolken
Hauptgruppe VIIA: Drei doppelt und eine einfach besetzte Wolke
Hauptgruppe VIIIA: Vier doppelt besetzte Wolken
Modellhaft werden die einfach besetzten Wolken durch Punkte und doppelt
besetzte mit Hilfe von Strichen dargestellt, die man um die Elementsymbole anordnet.
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Abb. 3.9 Modellvorstellung der Verteilung der Valenzelektronen auf Elektronenwolken für die Elemente
der Hauptgruppen
3 . 4 D a s P e r i o d e n s y s t e m I I I ; d e r A u f b a u d e r E l e k t r o n e n h ü l l e
Im Grundzustand eines Atoms besetzen die Elektronen möglichst niedrige
(energiearme) Energiestufen (Elektronenschalen). Man sollte nun annehmen, dass
die Schalen entsprechend ihrer maximalen Elektronenzahl der Reihe nach, von der
1. Schale ausgehend, aufgefüllt werden. Dass dies nicht der Fall ist, haben zahlreiche
Untersuchungen gezeigt, deren Ergebnisse sich im Periodensystem wiederspiegeln.
Die Elektronen einer Schale lassen sich in Gruppen, deren Anzahl mit steigender
Schalennummer zunimmt, unterschiedlicher Energien unterteilen. Diese
Unterschalen, die mit den kleinen Buchstaben s, p, d und f 2 symbolisiert werden,
2 s: sharp; p: principal; d: diffus; f: fundamental
72

3 A t o m m o d e l l e
sind durch eine jeweils maximale Elektronenzahl charakterisiert, wobei die Gesamtzahl
einer Schale bei den natürlich vorkommenden Elementen nicht über 32 hinausgeht
(Tab. 3.5).
Tab. 3.5 Einteilung der Elektronenschalen in Unterschalen
Elektronenschale Unterschale mit maximaler Elektronenzahl
Nummer s p d f Total
1 2 2
2 2 6 8
3 2 6 10 18
4 2 6 10 14 32
5 2 6 10 14 32
6 2 6 10 14 32
7 2 6 10 14 32
Die Atome der Elemente Wasserstoff und Helium besitzen 1 bzw. 2 Elektronen
in der ersten Schale, die identisch mit der Unterschale s ist. Die Elemente
Lithium bis Neon haben in ihren Atomen neben der besetzten ersten 1 bis 8 Elektronen
in der zweiten Schale (besetzte s- und p-Unterschale). Damit sind die beiden
energieärmsten Schalen mit der maximalen Elektronenzahl gefüllt. Nachdem die
dritte Schale in den Neonatomen 8 Elektronen aufweist, tritt ein Unterbruch ein.
Kalium und Calcium, die auf das Neon folgenden Elemente, erhalten die neu hinzukommenden
Elektronen ihrer Atome auf der vierten Schale. Erst dann ergänzen
die Elemente Scandium bis Zink die 3. Schale bis zur maximalen Elektronenzahl 18
(Abb. 3.10).
Die Abfolge in Abb. 3.10 entspricht jedoch nicht, wie man das erwarten würde,
zunehmenden Energien der Unterschalen. Die Energien ändern sich teilweise
beim Aufbau der Elektronenhülle. Einerseits nimmt mit fortschreitender Protonenzahl
die Ladung der Atomkerne zu. Dadurch werden die Elektronen stärker angezogen,
ihre Energie verringert sich. Andererseits steigt sie mit Zunahme der Anzahl
Elektronen, da sie sich gegenseitig abstossen. Dies hat zur Folge, dass z.B. die nicht
besetzte Unterschale 3d energiereicher als die ebenfalls leere Unterschale 4s ist.
Deshalb wird letztere zuerst mit zwei Elektronen gefüllt. Die beiden zusätzlichen
Protonen und Elektronen der Kalium- und Calcium-Atome bewirken, dass die Energie
von 3d unter der von 4s zu liegen kommt, so dass anschliessend die 3. Schale
mit den neu hinzukommenden 10 Elektronen die maximale Zahl von 18 erreicht
(Elemente Scandium bis Zink). Darauf folgen die Elemente Gallium bis Krypton,
die die Unterschale 4p mit Elektronen auffüllen. Abb. 3.11 zeigt die Abfolge der besetzten
Untergruppen von Wasserstoff bis Xenon nach ansteigender Energie der
Elektronen.
73

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Schale
Schale
1
1
maximale Anzahl von Elektronen
maximale Anzahl von Elektronen
1·2 3·2 5·2 7·2
1·2 3·2 5·2 7·2
2
2
3
3
4
4
5
5
6
6
7
7
E
E
Schale
Schale
Unterschale
Unterschale s
s
p
p
d
d
5
5
Rb
Rb
Sr
Sr
In Sn Sb Te I Xe
In Sn Sb Te I Xe
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa Ag Cd
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa Ag Cd
K
K
Ca
Ca
Ga Ge As Se Br Kr
Ga Ge As Se Br Kr
4
4
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
3
3
2
2
Na
Na
Li
Li
Mg
Mg
Be
Be
Al Si P S Cl Ar
Al Si P S Cl Ar
B C N O F Ne
B C N O F Ne
1
1
H
H
He
He
Abb. 3.10 Reihenfolge, in welcher die verschiedenen Unterschalen mit Elektronen aufgefüllt werden
Abb. 3.11 Abfolge der Unterschalen von H bis Xe nach ansteigender Energie. (Die Energie ist nicht
massstäblich aufgetragen)
74

3 A t o m m o d e l l e
I A
VIII A
1 H 2 He
21 Sc 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sn 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu II A III A IV A V A VI A VII A
3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne
11 Na 12 Mg
13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar
III B IV B V B VI B VII B VIII VIII VIII I B II B
19 K 20 Ca 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
37 Rb 38 Sr 39 Y
40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
55 Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
87 Fr 88 Ra 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt
s d f d p
Abb. 3.12 Schematische Gliederung des Periodensystems in Unterschalen.
75

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Die Einteilung der Elektronenschalen in Unterschalen spiegelt sich im Aufbau
des Periodensystems wider. Die Hauptgruppen IA und IIA füllen die s-, IIIA
bis VIIIA die p-, die Nebengruppenelemente die d- und die Lanthaniden sowie die
Actiniden die f-Unterschalen. Anders ausgedrückt: Die Elemente der s- und p-Unterschalen
erhalten ihr neues Elektron auf der äussersten, die Elemente der d-Unterschalen
auf der zweitäussersten und die der f-Unterschalen (hier nicht besprochen)
auf der drittäussersten Schale (Abb. 3.12 und Anhang 1).
Die Stellung eines Elements im Periodensystem gibt also zugleich die Elektronenanordnung
(die Elektronenkonfiguration) in seinen Atomen an. Diese wiederum
ist verantwortlich für den periodischen Wechsel der Eigenschaften der Elemente sowie
die Übereinstimmung in den chemischen Eigenschaften untereinanderstehender
Elemente. So erkennt man, dass innerhalb der Perioden der metallische Charakter
der Elemente von links nach rechts abnimmt (vgl. Lithium bis Fluor), während
innerhalb einer Hauptgruppe der Metallcharakter von oben nach unten zunimmt
(Stickstoff bis Bismut). Diese Regelmässigkeiten beruhen darauf, dass innerhalb einer
Periode die Ladung des Atomrumpfs (des Atoms ohne seine Aussenelektronen)
von links nach rechts wächst, weil in dieser Reihenfolge von Element zu Element ein
zusätzliches Proton und damit ein weiteres Aussenelektron hinzukommt, bei gleichzeitiger
Abnahme des Rumpfdurchmessers (stärkere anziehende Kräfte zwischen
Atomkern und Rumpfelektronen). Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt die Grösse
des Atomrumpfs bei gleicher Rumpfladung von oben nach unten zu, da die Zahl
der Elektronenschalen in dieser Reihenfolge wächst. Beide Effekte bedingen, dass
die Aussenelektronen der Atome der im Periodensystem links und unten stehenden
Elementen weniger stark an den Atomrumpf gebunden sind. Tatsächlich ist für die
Metallatome das Vorhandensein von schwach gebundenen Aussenelektronen kennzeichnend
(Abschnitt 3.2).
Die Atome der Elemente einer Hauptgruppe haben gleich viele Elektronen in
der äussersten Schale und deshalb ähnliche chemische Eigenschaften.
– Atomrumpf: Atom ohne die äusserste Schale. Die Hauptgruppennummer entspricht
der Rumpfladung. Generell nimmt der Rumpfdurchmesser in einer Periode
von links nach rechts ab und innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach
unten zu.
– Periode: Die Periodennummer entspricht der Anzahl Elektronenschalen.
– Metallatome: kleine Rumpfladung und grosser Rumpfdurchmesser.
– Nichtmetallatome: grosse Rumpfladung und kleiner Rumpfdurchmesser.
76

3 A t o m m o d e l l e
Die Hauptgruppen des Periodensystems
Alkalimetalle
Die Metalle Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium
(Cs) und Francium (Fr) bilden eine Elementgruppe von sehr einheitlichem
Charakter. Es sind leichte, weiche, relativ niedrig schmelzende Metalle (Caesium
mit t m = 28,5 °C, Lithium mit t m = 181 °C), die an der Luft schnell anlaufen und unter
Petroleum oder einem inerten (reaktionsträgen) Gas aufbewahrt werden müssen.
Alle Alkalimetalle sind sehr reaktionsfähig, wobei die Reaktionsfähigkeit vom Lithium
zum Caesium zunimmt. So reagieren sie heftig mit Wasser (Kalium, Rubidium
und Caesium unter Feuererscheinung), wobei sie salzartige, in Wasser leicht lösliche
Hydroxide (MOH, M für Metall) bilden. Deren Lösungen sind schlüpfrig anzufühlen,
brennen in den Augen, haben einen unangenehmen scharfen Geschmack
und verfärben bestimmte Farbstoffe auf charakteristische Weise. Man bezeichnet
dieses Verhalten der Lösungen als alkalische Reaktion (Abschnitt 9.1). Alle Alkalimetalle
treten in der Natur nicht elementar auf. Man gewinnt sie durch Elektrolyse
geschmolzener Salze. Die Elementgruppe hat ihren Namen von der leichten Bildung
alkalischer Lösungen erhalten.
Erdalkalimetalle
Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba)
und Radium (Ra) sind härter, spezifisch schwerer und weniger reaktionsfähig als die
Alkalimetalle. Beryllium (im Edelstein Beryll enthalten) und Magnesium bedecken
sich an der Luft mit einer dünnen, kompakten Oxidschicht (eine Verbindung aus
dem Metall und dem Sauerstoff der Luft). Calcium und die schwereren Erdalkalimetalle
reagieren stärker mit Sauerstoff, jedoch nicht so rasch wie die benachbarten Alkalimetalle.
Immerhin muss Barium unter Petroleum aufbewahrt werden. Sie bilden
mit Wasser ebenfalls salzartige Hydroxide der Zusammensetzung M(OH) 2 . Die Reaktion
ist jedoch weit weniger heftig als beim entsprechenden Alkalimetall und die
Hydroxide lösen sich [mit Ausnahme des mässig gut löslichen Ba(OH) 2 ] nur wenig
in Wasser. Ihr Name stammt von den Sauerstoffverbindungen, erdigen, pulvrigen,
schwerschmelzbaren Substanzen. In der Natur treten die Erdalkalimetalle ebenfalls
nicht elementar auf. Magnesium und Beryllium sind wichtige Leichtmetalle.
Erdmetalle
Von den Metallen dieser Gruppe [Bor (B), Aluminium (Al), Gallium (Ga),
Indium (In) und Thallium (Tl)] besitzt nur das Aluminium als Werkstoff grosse Bedeutung.
Es ist an sich ein ziemlich reaktionsfähiges Metall, das aber durch eine
kompakte Oxidschicht gegen den Angriff anderer Stoffe (Sauerstoff, Säuren) weitgehend
geschützt ist. Aluminium kommt in der Natur nicht elementar vor und wird
77

B a s i s w i s s e n C h e m i e
durch Elektrolyse einer Schmelze von Aluminiumoxid (Al 2 O 3 ) gewonnen. Als dritthäufigstes
Element der Erdkruste spielt Aluminium für die Chemie der Gesteine
eine wichtige Rolle.
Kohlenstoff/Silicium-Gruppe
Dazu gehören die Elemente Kohlenstoff (C), Silicium (Si), Germanium (Ge),
Zinn (Sn) und Blei (Pb). Nur Kohlenstoff kommt elementar in der Natur vor (als Diamant
und Graphit; Abschnitt 4.5). Alle übrigen Elemente der Gruppe müssen aus
Verbindungen gewonnen werden. Kohlenstoff und Silicium nehmen innerhalb der
gesamten Chemie eine Sonderstellung ein. Kohlenstoff als Element der organischen
Verbindungen und Silicium (zusammen mit Sauerstoff) als wichtigstes gesteinsbildendes
Element. Silicium und Germanium sind Halbmetalle (Metallglanz, spröde;
geringe, mit wachsender Temperatur zunehmende Leitfähigkeit. Zinn und Blei sind
typische Metalle. Das Germanium, ein seltenes Element, hat wie Silicium als Halbleiter
für die Elektronik Bedeutung bekommen (Abschnitt 7.4).
Stickstoff/Phosphor-Gruppe
Auch bei den Elementen Stickstoff (N), Phosphor (P), Arsen (As), Antimon
(Sb) und Bismut (Bi) nimmt der metallische Charakter der Elemente vom Stickstoff
(Nichtmetall, reaktionsträges Gas) zum Bismut (typisches Metall) sehr deutlich
zu. Arsen ist ein Halbmetall, Antimon ein sehr sprödes, schlecht leitendes Metall.
Als einziges Element dieser Gruppe tritt Phosphor nicht elementar in der Natur
auf. Phosphor existiert wie Kohlenstoff in verschiedenen Formen, die sich in ihren
Eigenschaften stark unterscheiden. Auch Arsen kommt in zwei Formen vor, einer
metallähnlichen grauen und einer nichtmetallischen gelben Form. Die flüchtigen
Oxide N 2 O 5 und P 4 O 10 ergeben mit Wasser Säuren (Salpetersäure, HNO 3 ; Abschnitt
8.5 und Phosphorsäure, H 3 PO 4 ; Abschnitt 9.2). Auch Arsen und Antimon bilden
(instabile) Säuren. Bekannt ist das giftige Arsenik (As 2 O 3 ).
Chalkogene
Zu dieser Gruppe gehören Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se), Tellur (Te)
und Polonium (Po). Auf die Nichtmetalle Sauerstoff und Schwefel folgen auch hier
ein Halbmetall (Selen; existiert auch in einer nichtmetallischen roten Form) sowie
die Metalle Tellur und Pollonium. Viele Metallverbindungen von Schwefel und Sauerstoff
treten in der Natur als Mineralien auf und sind wichtige Erze (chalkos gr.
= Erz, gennan gr. = bilden). Oxide (XO 2 und XO 3 ) und Wasserstoffverbindungen
(H 2 X) sind flüchtige Stoffe. Manche Oxide bilden mit Wasser Säuren. So entsteht
Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) aus SO 3 und Wasser (Kapitel 9).
78

3 A t o m m o d e l l e
Halogene
Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I) und Astat (At). Fluor (gelbliches
Gas), Chlor (gelbgrünes Gas), Brom (rotbraune, niedrig siedende Flüssigkeit, bildet
sehr unangenehm riechende rotbraune Dämpfe) und Iod (blauschwarze, metallisch
glänzende Schuppen; sublimiert leicht zu violettem Dampf) zeigen untereinander
stärkere Ähnlichkeiten als die Elemente der meisten anderen Gruppen. Es sind alles
reaktionsfähige Stoffe, vor allem Fluor. Viele Metalle verbrennen in Fluor- oder
Chlorgas heftig. Mit den meisten Metallen bilden die Halogene typische Salze (hals
gr. = Salz, gennan gr. = bilden). Die Oxide sind im allgemeinen ziemlich unbeständige,
flüchtige Verbindungen. Die (gasförmigen) Halogenwasserstoffverbindungen
HX lösen sich gut in Wasser und reagieren als Säuren (Kapitel 9). Kein Halogen tritt
elementar in der Natur auf. Fluor und Chlor gewinnt man durch Elektrolyse.
Edelgase
Die Edelgase Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe)
und Radon (Rn) sind in ihren Eigenschaften alle sehr ähnlich. Sie wurden erst nach
der Aufstellung des Periodensystems entdeckt. Sie ordnen sich aber ihrem Atombau
entsprechend sehr gut zwischen die Halogene und die Alkalimetalle ein. Sie kommen
in sehr geringen Mengen in der Luft vor (Argon, das häufigste Edelgas, macht
ungefähr 0,95 Vol-% aus) und haben heute zum Teil in der Beleuchtungstechnik
Verwendung gefunden. Lange Zeit glaubte man, es würden keine chemischen Verbindungen
der Edelgas existieren (ihre Atome treten als einzelne, freie Teilchen auf
und bilden keine Moleküle). Erst 1962 wurden echte Verbindungen von Xenon und
später auch von Krypton hergestellt (z.B. XeF 4 , XeO 3 ).
Übergangsmetalle
Die Übergangsmetalle (Elemente 21-30, 39-48, 57-80 und 89-103) sind keine
Elementgruppe, sondern gehören als Nebengruppen zu den besprochenen Hauptgruppen.
So bilden z.B. Kupfer, Silber und Gold die Nebengruppe IB, Zink, Cadmium
und Quecksilber die Nebengruppe IIB usw. Bei ihnen werden die nicht vollständig
besetzten zweit- oder drittäussersten Schalen mit Elektronen aufgefüllt, während
die Zahl der Elektronen in der äussersten Schale bei fast allen Übergangsmetallen
konstant bleibt. Aus diesen Gründen zeigen diese Elemente doch gewisse gemeinsame
Merkmale: Metallcharakter, bilden viele farbige Salze und Verbindungen und
bei den meisten wirken auch die zusätzlichen Elektronen der zweiäussersten Schale
neben den beiden äussersten Elektronen als Valenzelektronen. Viele Übergangsmetalle
haben als Werk- oder Schmuckmetalle grosse Bedeutung.
79

B a s i s w i s s e n C h e m i e
3 . 5 E x k u r s : E l e k t r o n e n a l s s t e h e n d e W e l l e n
Mit Hilfe des Kathodenstrahlrohrs lassen sich Masse und Ladung eines Elektrons
bestimmen (Abschnitt 2.3). Somit ist es gerechtfertigt, Elektronen als Teilchen
zu betrachten. Nun zeigen Elektronen aber auch Welleneigenschaften wie das Licht,
indem sie beim Durchdringen von Spalten, Löchern usw. ein Beugungsmuster erzeugen
(Abb. 3.7).
Leitet man einen Sonnenstrahl durch ein Prisma, so erscheint auf einer dahinter
liegenden weissen Fläche ein kontinuierliches Spektrum, das alle Farben von
Rot über Gelb, Grün, Blau bis Violett enthält (Abb. 3.13). Jede Farbe entspricht einer
bestimmten Energie, die mit der Wellenlänge λ bzw. der Frequenz f des sichtbaren
Lichts, einem Teil der elektromagnetischen Wellen, verknüpft ist. Das Sonnenlicht
enthält also alle sichtbaren Wellenlängen.
Tabelle 3.6 Farbe, Wellenlänge, Frequenz 3 und Photonenenergie 4
des sichtbaren Lichts
Absorbiertes Licht Wellenlänge Photonenenergie Beobachtete Farbe
Farbe (nm) (10 –22 kJ)
Violett 400–435 4,97–4,57 gelbgrün
Blau 435–480 4,57–4,14 gelb
Grünblau 480–490 4,14–4,05 orange
Blaugrün 490–500 4,05–3,97 rot
Grün 500–560 3,97–3,55 purpur
Gelbgrün 560–580 3,55–3,24 violett
Gelb 580–595 3,42–3,34 blau
Orange 595–605 3,34–3,28 grünblau
Rot 605–750 3,28–2,65 blaugrün
Führt man Wasserstoffgas, das in einer Glasröhre eingeschlossen ist, Energie
durch elektrischen Strom zu, so beginnt das Gas zu leuchten, es sendet Licht aus
(Abb. 3.15). Mit Hilfe eines Prismas ergibt sich, ähnlich wie beim Sonnenlicht, ein
Spektrum, das jedoch nur eine begrenzte Anzahl von Spektralfarben enthält. Es ist
ein Linienspektrum entstanden (Abb. 3.16).
3
Frequenz: Anzahl Schwingungen pro Zeiteinheit [Zeichen f, Einheit Hz (Hertz)].
4 Photon: «Lichtteilchen». Wie für die Elektronen gilt auch für das Licht der Welle/Teilchen-Dualismus. Licht zeigt bei
gewissen Experimenten Teilcheneigenschaften.
80

3 A t o m m o d e l l e
Strahlungsquellen f [Hz] λ[m]
Strahlungsart
Objekte im Vergleich zur
Wellenlänge der Strahlung
RADIO UND FERNSEHEN
MIKROWELLE
GLÜHLAMPEN UND LASER
SYNCHROTRON-
STRAHLUNG
RÖNTGENRÖHREN
TEILCHEN-
BESCHLEUNIGER
RADIOAKTIVE
QUELLEN
10 5
10 3
10 7
10 1
10 9
10 -1
10 11
10 -3
10 13
10 -5
10 15
10 -7
10 17
10 -9
10 19
10 -11
10 20
10 -13
10 21 10 -15
INFRAROT RADIOWELLEN
SICHTBARES
LICHT
ULTRAVIOLETT
HARTE RÖNTGENSTRAHLEN
WEICHE RÖNTGENSTRAHLEN MIKROWELLEN
GAMMASTRAHLEN
HAUS
BIENE
PROTEIN
ATOM
PROTON
TASSE
ZELLE
VIRUS
MOLEKÜL
ATOMKERN
QUARKS
Abb. 3.13 Kontinuierliches Spektrum von weissem Licht
Abb. 3.14 Einteilung der elektromagnetischen Strahlen. Je grösser die Frequenz bzw. je kürzer die
Wellenlänge ist, desto energiereicher ist die Strahlung
81

B a s i s w i s s e n C h e m i e
In einer Glasröhre befindet sich elementarer Wasserstoff, der durch Elektronen
zum Leuchten angeregt wird. Die Elektronen, die sich von der Kathode ablösen,
stossen auf dem Weg zur Anode früher oder später mit Wasserstoff-Atomen zusammen
und übertragen dabei ihre Energie auf deren Elektronen. Diese gehen dadurch
in einen energiereicheren Zustand über. Nach der Energieaufnahme fallen die Elektronen
in den ursprünglichen, energieärmeren Zustand zurück und geben dabei die
aufgenommene Energie wieder ab (Emission). Die beobachteten Farblinien zeigen,
dass die Abgabe der Energie in Form von elektromagnetischer Strahlung erfolgt, deren
Wellenlänge im sichtbaren Bereich liegt. Da nur einige wenige, scharf begrenzte
Farblinien ganz bestimmter Energien zu beobachten sind, muss angenommen
werden, dass die Elektronen der Wasserstoffatome nur ganz bestimmte (diskrete)
Energiezustände (Energiestufen, Energieniveaus) einnehmen können. Deren Differenzen
erscheinen dann beim Zurückfallen der Elektronen dem menschlichen Auge
als Farben. Jedes angeregte Elektron sendet also beim Übergang in ein tieferes Energieniveau
eine elektromagnetische Strahlung bestimmter Energie (Farbe) aus. Die
Energie der Strahlung (die Farbe) entspricht damit der Differenz zwischen einem
energiereicheren und energieärmeren Elektronenzustand (Abb. 3.17).
Abb. 3.15 Wasserstoffröhre
Abb. 3.16 Linienspektrum des Wasserstofflichts
82

3 A t o m m o d e l l e
angeregter Zustand
angeregter Zustand
el. Energie
e -
Grundzustand
Grundzustand
n=5
λ= 2L 5
angeregte
Zustände
n=4
λ= 2L 4
e - Photon Energieunterschied
Energieunterschiede
Grundzustand
n=3
λ= 2L 3
n=5
λ= 2L 5
n=2
λ= 2L 2
n=4
λ= 2L 4
n=1 λ= 2L 1
n=3
λ= 2L 3
L
Abb. 3.17 Grundzustand und angeregte Zustände von Wasserstoffatomen
Abb. 3.18 Schwingungszustände einer Feder und Wellenlängen (λ) der möglichen Eigenschwingungen. n
entspricht der Nummer des betreffenden Schwingungszustands. Die Wellenlänge beträgt λ = 2L , wobei
n
n=2 λ= 2L L die Länge der Feder ist.
2
83

B a s i s w i s s e n C h e m i e
700
650 600 550 500
450
400
Kontinuierliches Prismenspektrum
700 650 600 550 500
450
400
Emissionsspektrum des Natriums
700 650 600 550 500
450
400
Emissionsspektrum des Quecksilbers
700 650 600 550 500
450
400
Emissionsspektrum des Wasserstoffs
700 650 600 550 500
450
400
Emissionsspektrum des Heliums
700 650 600 550 500
450
400
Emissionsspektrum des Neons
Abb. 3.19 Emissionsspektren einiger gasförmiger elementarer Stoffe (Zahlenangaben in nm. 1 nm = 10 –9 m)
84

3 A t o m m o d e l l e
Welche Erklärung gibt es für die beim Wasserstoff beobachteten Phänomene?
Es ist bekannt, dass schwingungsfähige Systeme, wie z.B. die Saite eines Streichinstruments
oder eine zwischen zwei Stativen eingespannte Feder, nur ganz bestimmte
stehende Wellen ausbilden kann (Abb. 3.18).
Überträgt man die Vorstellung einer stehenden Welle auf das Wasserstoffelektron,
so würde dies bedeuten, dass das System Proton/Elektron nur ganz bestimmte
Schwingungszustände besitzt. Die Anregung eines Elektrons führt nun
dazu, dass die stehende Elektronenwelle einen höheren Schwingungszustand (Energiezustand)
erreicht. Der Übergang von diesem Zustand in einen energieärmeren
erfolgt durch die Abgabe von elektromagnetischer Strahlung, deren Energie der
Differenz zweier Schwingungszustände entspricht. Da nur ganz bestimmte Farben
beobachtet werden (Linienspektrum), muss man annehmen, dass die diskreten
Schwingungszustände einer Elektronenwelle jeweils eine ganz bestimmte (diskrete)
Energie besitzen. Das Elektron im Wasserstoffatom lässt sich folglich mit einer stehenden
Welle vergleichen, deren verschiedene Schwingungszustände diskreten Energien
entsprechen.
Auch die Gase anderer elementarer Stoffe zeigen solche Linienspektren
(Emissionsspektren), die für die betreffenden Elemente charakteristisch sind, da deren
Atome jeweils eine unterschiedliche Anzahl an Elektronen und Protonen besitzen
(Abb. 3.19).
Dass Elektronen tatsächlich Welleneigenschaften besitzen, lässt sich anschaulich
mit einer Elektronenbeugungsröhre zeigen (Abb. 3.20). Aus einer Glühkathode
gelangen in einer Glasröhre Elektronen zur Anode, in deren Mitte sich eine dünne
Aluminiumfolie befindet. Die Elektronen, die durch diese Folie hindurch fliegen,
treffen am Ende der Röhre, in der ein Vakuum herrscht, auf eine Leuchtschicht.
Abb. 3.20 Elektronenbeugungsröhre
Abb. 3.21 Beugung von Elektronen an einer Aluminiumfolie
85

B a s i s w i s s e n C h e m i e
Auf der Leuchtschicht sind um einen hellen, zentralen Flecken konzentrische
helle und dunkle Kreise zu beobachten (Abb. 3.21). Als Erklärung für die Abfolge
hell-dunkel-hell etc. bieten sich die Überlagerung von Wellen an, die sich sowohl
verstärken (hell) als auch auslöschen (dunkel) können. Mit einer Teilchenvorstellung
lässt sich das entstandene (Beugungs-) Muster nicht verstehen. Teilchen können
sich weder verstärken noch auslöschen!
Für das Wasserstoffatom kann man zu den verschiedenen möglichen Energiezuständen
(Elektronenschalen) des Elektrons Wellenfunktionen aufstellen, deren
Anzahl mit steigender Elektronenschale zunimmt (Abb. 3.22). Diese Einelektronenwellenfunktionen
heissen Orbitale. Damit berechnet man die Energien sowie die
Räume (Unterschalen) des Elektrons, in denen es sich mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit,
z.B. 90 %, aufhält (Elektronenwolke, Aufenthaltsraum; Abschnitt 3.3).
Ab der Energiestufe 2, der zweiten Schale, nimmt die Anzahl verschiedenartiger
Wellenfunktionen zu. Sie entsprechen den bereits bei den höheren Atomen kennengelernten
Unterschalen (Abschnitt 3.4). Da es sich beim Wasserstoff-Atom nur um
ein Elektron handelt, sind die Funktionsenergien innerhalb einer Schale gleich (entartet).
Die Wellenfunktionen werden entsprechend ihrer räumlichen Gestalt mit
E[eV]
4 16
3 9
2 4
-13.6
1 1
s p d f
Hauptquantenzahl n
(Nummer des Energiezustands)
Anzahl Wellenfunktionen
Abb. 3.22 Mögliche Wellenfunktionen (Energiezustände) eines Elektrons im Wasserstoff-Atom
86

3 A t o m m o d e l l e
s (für jeden Energiezustand eine Wellenfunktion), p (je drei Wellenfunktionen), d
(je fünf Wellenfunktionen) und f (je sieben Wellenfunktionen) bezeichnet (Abschnitt
3.4).
Die Überlegungen und Berechnungen zum Wasserstoffatom lassen sich auf
alle anderen Atome übertragen. Zu diesem Zweck nimmt man ein Elektron aus
der Gesamtheit aller Elektronen heraus und sucht dafür die Wellenfunktion in Abhängigkeit
vom Atomkern und den restlichen Elektronen. So gelingt es, für jedes
Elektron eines höheren Atoms eine Wellenfunktion zu finden. Mit diesen wiederum
kann die allgemeine energetische Abfolge der Orbitale erhalten werden.
Vergleicht man die energetische Abfolge der Wellenfunktionen des Wasserstoff-Atoms
mit derjenigen von höheren Atomen, so fällt Folgendes auf (Abb. 3.23):
– In den Elektronenhüllen höherer Atome ist innerhalb einer Schale die Energie
der s-, p-, d- und f-Wellenfunktionen verschieden. Sie sind nicht mehr, wie beim
Wasserstoff-Atom, entartet, da die Atome mehr Protonen und damit eine grössere
Elektronenzahl aufweisen.
– Die Wellenfunktionen einer bestimmten Schale können energiereicher sein als
die einer höheren Schale.
E
7p
6d
5f
7s
6p
5d
4f
6s
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
Abb. 3.23 Energie der Orbitale in der Elektronenhülle eines Atoms (nicht massstäblich). Jedes Orbital
wird mit einem Strich dargestellt. Von unten nach oben nimmt die Energie zu
87

B a s i s w i s s e n C h e m i e
So ist z.B. die 3d Unterschale energiereicher als 4s, oder 4f energiereicher
als 5p und 6s! Diese Werte sind jedoch allgemeiner Art. Wie bereits im Abschnitt
3.4 ausgeführt, ändern sich die Energien der Orbitale und damit der Unterschalen,
wenn sie mit Elektronen besetzt werden. Die Energie von 3d liegt unter 4s, wenn
diese mit zwei Elektronen gefüllt ist.
Für die Elemente 21 bis 30 (Scandium bis Zink) bleibt also die energiereiche
gefüllte 4s Unterschale bestehen, während die energieärmere 3d-Unterschale mit
Elektronen gefüllt wird. Entsprechendes gilt für die 4f Unterschale, deren Energie
erst dann tiefer als die von 5p und 6s liegt, wenn diese mit Elektronen vollständig
besetzt sind.
Die aus der Theorie gewonnenen Wellenfunktionen für höhere Atome spiegeln
sich im Aufbau des Periodensystems wider. Die Ziffer der Wellenfunktion ist
identisch mit der Nummer der Elektronenschale, die kleinen Buchstaben s, p, d und
f sind mit den Unterschalen gleichzusetzen. Da nach dem Pauli-Prinzip für jede
Elektronenwolke maximal zwei Elektronen möglich sind, entspricht die maximale
Elektronenzahl der doppelten Anzahl Wellenfunktionen.
Schale
Beispiel: 3. und 4. Elektronenschale:
Unterschale
s p d f Total
Wellen- Elekt- Wellen- Elekt- Wellen- Elekt- Wellen- Elekt- Wellen- Elektfunktio-
ronen funktio- ronen funktio- ronen funktio- ronen funktio- ronen
nen nen nen nen nen
3 1 2 3 6 5 10 9 18
4 1 2 3 6 5 10 7 14 16 32
– Elektronen haben sowohl Teilchen- (Kathodenstrahlrohr) wie auch Welleneigenschaften
(Linienspektren; Elektronenbeugungsröhre).
– Einelektronenwellenfunktionen (Orbitale) beschreiben ein Elektron als dreidimensionale
stehende Welle um einen Atomkern. Die Energien der Orbitale lassen
sich allgemein berechnen (theoretische Werte).
– Die (theoretischen) Energiewerte der Unterschalen d und f ändern sich, wenn
die energiereicheren s- und p-Unterschalen mit Elektronen gefüllt sind.
– Die Elemente der Hauptgruppen IA und IIA füllen die s-, IIIA bis VIIIA die p-,
die Nebengruppemelemente die d- und die Lanthaniden bzw. die Actiniden die
f-Unterschalen auf (Abb. 3.12).
88

3 A t o m m o d e l l e
Ü B U N G E N Z U M K A P I T E L 3
3.1 Welchen Radius würde eine Kugel besitzen, wenn man alle Atomkerne eines Menschen
(Masse: 70 kg) dicht zusammenpacken könnte? (Annahme: Dichte eines Menschen:
ρ = 1 g/cm 3 )
3.2 Nehmen Sie das Periodensystem und die Tabelle mit den Ionisierungsenergien zu
Hilfe (Tab. 3.1) und beantworten Sie folgende Fragen (begründen Sie Ihre Antworten
mit Zahlen aus der Tabelle mit den Ionisierungsenergien):
a) Weshalb stehen die Elemente Lithium, Natrium und Kalium in der Hauptgruppe
IA?
b) Welche Gemeinsamkeiten haben die Elemente der 3. Periode?
c) Worin unterscheiden sich die metallischen von den nichtmetallischen Elementen?
3.3 Warum ist die erste Ionisierungsenergie von Bor grösser als diejenige von Aluminium?
3.4 Gegeben ist der Verlauf der Ionisierungsenergien von Natrium.
Geben Sie zu den mit a) und b) bezeichneten Verläufen eine Erklärung.
Ionisierungsenergien von Natrium
1800
1600
1400
Ionisierungsenergie [eV]
1200
1000
800
600
400
b)
200
a)
0
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
Elektron Nr.
3.5 Wie viele Aussenelektronen bzw. Elektronenschalen haben die folgenden Ionen
(elektrisch geladene Teilchen)?
Ga 3+ ; S 2–
3.6 Spaltet man (in Gedanken) einem Atom die äusserste Schale ab, so erhält man den
Atomrumpf.
a) Welche Ladungen haben die Atomrümpfe der Elemente in der 2. Periode?
b) Wie verändert sich der Durchmesser der Atomrümpfe (von Element zu Element)
innerhalb der 2. Periode (Begründung)?
c) Welche Atomrümpfe der Elemente der 2. Periode ziehen Elektronen stark, welche
schwach an (Begründung mit Rumpfgrösse und Rumpfladung)?
89

B a s i s w i s s e n C h e m i e
3.7 Begründen Sie (mit Rumpfladung und Rumpfgrösse), weshalb innerhalb der 2. Periode
die Elektronegativität von links nach rechts zunimmt und in der VI. Hauptgruppe
von oben nach unten abnimmt.
3.8 Reagieren die beiden Elemente Natrium und Chlor miteinander, so gibt ein Natriumatom
ein Elektron ab, das von einem Chloratom aufgenommen wird. Welche
Teilchen liegen nach der Reaktion vor?
3.9 Welche Gemeinsamkeiten haben die folgenden Teilchen:
Ar und K +
Fe und Ni
27 Al und 28 Si
3.10 Weshalb stehen innerhalb der 4. Periode die Metalle links und die Nichtmetalle
rechts. Erklären Sie diese Tatsache anhand des Atombaus.
3.11 Warum befinden sich in der Hauptgruppe IVA oben ein Nichtmetall, in der Mitte
Halbmetalle, unten Metalle?
3.12 Wie lässt sich experimentell zeigen, dass ein schwingungsfähiges System nur ganz
bestimmte (diskrete) Schwingungszustände besitzen kann?
3.13 Beugung ist eine Erscheinung, die sich mit dem Wellenmodell erklären lässt.
a) Skizzieren Sie einen Versuch, mit dem sich Beugung experimentell zeigen lässt.
b) Erklären Sie das Zustandekommen des Beugungsmusters.
3.14 Elektronen besitzen Welleneigenschaften. Wie liesse sich diese Aussage experimentell
überprüfen (Art der Experimente; Erklärung der zu beobachtenden Phänomene)?
3.15 Das Elektron im Wasserstoffatom wird modellhaft mit einer stehenden Materiewelle
beschrieben. Geben Sie in kurzen Stichworten die experimentellen Grundlagen
an (Versuch und Interpretation), die zu dieser Modellvorstellung geführt haben.
3.16 Welche Art von Spektrum ist zu sehen, wenn man Helium zum Leuchten anregt?
Warum genügt zur Interpretation dieses Spektrums das Teilchenmodell für Elektronen
nicht?
90