Elemente und Moleküle, Schulbuch

14 1 AtoMBAU UND PeRIoDeNSYSteM H ü l l e Kern Kern E l e k t r o n e n K L M N O P Q n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 n = 7 2 8 18 32 50 72 98 Sphäre Haupt- quantenzahl maximale Anzahl an Elektronen 2n 2 Kern K-Sphäre L-Sphäre N-Sphäre O-Sphäre M-Sphäre Abb. 14.1: Das Kern-Hülle-Modell Abb. 14.2: Atommodell nach Bohr Abb. 14.3: Unschärferelation nach Heisenberg Abb. 14.4: Sphärenmodell der Atome Abb. 14.5: Maximale Elektronenanzahl je Schale ∆ p • ∆ x ≥ h p ... Impuls x ... Richtungsvektor h ... Planck’sches Wirkungsquantum = 6,63 • 10–34 Js 1.4 DIE ELEKtRONENHÜLLE Bohr´sches Modell • Heisenberg´sche Unschärferelation • Quantenzahlen • Sphärenmodell • Orbitale • Energieniveaus Alle für die Chemie wichtigen Eigenschaften der Atome haben ihre Ursache im Aufbau der Elektronenhülle . Die chemische Bindung ist eine Veränderung der äu- ßersten Teile der Elektronenhülle. Färbigkeit oder Lichtdurchlässigkeit von Stoffen wird durch die Elektronen der Hülle hervorgerufen. Der Atomkern ist bei chemischen Vorgängen nicht veränderbar. Isotope haben identische chemische Eigenschaften, da sie identische Elektronenhüllen besitzen (Abb. 14.1). Erst die Erforschung des Auf- baus der Elektronenhülle und die Entwicklung von Modellen liefern die Grundlage für eine wissenschaftliche Chemie, die über eine reine Beschreibung von Beobach- tungen hinausgeht. Ein Modell der Elektronenhülle, das zur Erklärung dieser Beobachtungen geeignet war, wurde von Niels Bohr (1885–1962) entwickelt. Er ging davon aus, dass die Elek- tronen vom Kern elektrostatisch angezogen werden. Um zu erklären, weshalb sie nicht in den Kern stürzen, nahm er an, die Elektronen bewegten sich auf stabilen Kreisbahnen um den Kern, ähnlich wie die Planeten um die Sonne (Gleichgewicht zwischen Fliehkraft und elektrostatischer Anziehung Abb. 14.2). Dieses Modell hat aber einen entscheidenden Nachteil: Das Elektron ist ein geladenes Teilchen, die Kreisbewegung eine ungleichförmige Bewegung. Das Elektron bildet daher auf sei- ner Bahn einen hochfrequenten Wechselstrom. Nach einem Grundgesetz der Physik strahlen solche hochfrequenten Wechselströme elektromagnetische Wellen, also Energie, in den Raum ab. Das Elektron müsste nach dem Energieerhaltungssatz die Energie auf Kosten seiner kinetischen und potenziellen Energie verlieren und schließ- lich doch in den Kern stürzen. Heute hat man die Vorstellung vom Elektron auf der Kreisbahn aufgegeben. Sie wi- derspricht einem weiteren wichtigen naturwissenschaftlichen Grundprinzip – der Heisenberg´schen Unschärferelation (Abb. 14.3). Nach diesem Gesetz ist es prinzi- piell unmöglich, Ort und Impuls eines Teilchens zugleich exakt anzugeben. Je genau - er der Ort eines Teilchens bestimmt wird, desto ungenauer ist sein Impuls und damit seine Energie bestimmt und umgekehrt. Bei einem kreisenden Elektron wäre aber der Punkt, an dem sich das Teilchen momentan befindet, sehr genau angegeben. Das ist nicht möglich, da die Energie des Elektrons auf einer bestimmten Kreisbahn völlig exakt festgelegt ist. Für Vorgänge in der Elektronenhülle spielt der Energiezustand der Elektronen eine entscheidende Rolle. Daher muss ein Modell der Hülle diesen Energiezustand mög- lichst exakt angeben können. Dies hat aber nach der Heisenberg´schen Unschärfe - relation zur Folge, dass über den Ort, an dem sich das Elektron genau aufhält, über - haupt keine Angabe mehr gemacht werden kann. Man kann nur mehr bestimmte Raumbereiche angeben, in denen sich das Elektron mit großer Wahrscheinlichkeit aufhält. Die Betrachtung des Elektrons als Teilchen, das sich an einem bestimmten Ort befindet, verliert dabei ihren Sinn. Aus Beobachtungen über Absorption von Licht durch Atome hat man erkannt, dass das Elektron in der Hülle nur in bestimmten Energiestufen existieren kann. Niels Bohr nannte diese Energiestufen Schalen. In seiner Theorie können sich auf jeder Schale mehrere Elektronen in ihrer Kreisbahn befinden. Auch heute behält man das Modell dieser Schalen bei, nennt sie aber Sphären (Abb. 14.4). Man nimmt aber kei- ne Kreisbahnen an, sondern diffuse Raumbereiche, in denen das Elektron, wie schon ausgeführt, nicht lokalisiert werden kann. Diese Sphären der Elektronenhülle werden von innen beginnend mit n = 1, 2, 3 ... nummeriert. Außerdem bezeichnet man die Sphären mit den Großbuchstaben K, L, M ... In jeder Sphäre hat nur eine bestimm - te Zahl von Elektronen Platz. Die Elektronenzahl in einer Sphäre ist begrenzt mit 2n 2 . (Abb. 14.5). Prinzipiell gilt, dass sich Elektronen in der Hülle im Zustand möglichst geringer po- tenzieller Energie befinden (ähnlich wie im Gravitationsfeld der Erde ein Stein so weit wie möglich hinunterfällt und nicht von selbst in großer Höhe in der Luft schwebt). Ein tieferes Verständnis für den Aufbau der Elektronenhülle ist nur nach dem wellenmechanischen Atommodell möglich. Nur zu P üfzwecken – Eigentum de Verlags öbv