Geschichte

Demokrit (400 v. Chr.)

• Ato­me sind die kleins­ten, unteil­ba­ren Teil­chen
• griech. ato­mos = unteil­bar

John Dalton (1803)

• Ato­me sind unzer­stör­bar
• es gibt so vie­le Atom­arten wie Ele­men­te
• Ato­me wer­den bei che­mi­schen Reak­tio­nen neu zusam­men­ge­setzt
• Ato­me ver­schie­de­ner Ele­men­te unter­schei­den sich in Grö­ße und Mas­se von­ein­an­der

Joseph Thomson (1897) - Rosinenkuchenmodell

• es gibt nega­tiv gela­de­ne Elek­tro­nen
• Ato­me sind nicht unteil­bar
• Elek­tro­nen kön­nen aus Ato­men ent­fernt wer­den
• Elek­tro­nen sind in posi­ti­ve Grund­ma­te­rie ein­ge­la­gert
• Ato­me erschei­nen nach außen hin neu­tral
• bei Abga­be und Auf­nah­me von Elek­tro­nen ent­ste­hen Ionen

Ernest Rutherford (1911) - Kern-Hülle-Modell

• Hül­le ist 100000mal grö­ßer als der Kern
• Atom­kern ent­hält posi­tiv gela­de­ne Pro­to­nen
• Atom­kern ist mas­sig und lenkt α-Teil­chen ab

Niels Bohr (1913) - Schalenmodell

• nega­ti­ve Elek­tro­nen bewe­gen sich auf Bah­nen um den mas­si­gen Atom­kern
• beim Bahn­wech­sel wird ΔE auf­ge­nom­men oder abge­ge­ben

Erwin Schrödinger (1926)

• Orbi­ta­le sind Orte mit hoher Auf­ent­halts­wahr­schein­lich­keit der Elek­tro­nen
• Elek­tro­nen las­sen sich durch vier Quan­ten­zah­len beschrei­ben

Periodensystem der Elemente

Vie­le Infor­ma­tio­nen über den Atom­bau las­sen sich dem Peri­oden­sys­tem der Ele­men­te ent­neh­men. So ent­spricht die Ord­nungs­zahl Z der Pro­to­nen­zahl und somit auch bei Ato­men der Zahl der Elek­tro­nen.

Im Peri­oden­sys­tem sind die Ele­men­te von links nach rechts und oben nach unter nach stei­gen­der Ord­nungs­zahl Z ange­ord­net. Die Ord­nungs­zahl wird auch als Kern­la­dungs­zahl oder Pro­to­nen­zahl bezeich­net. Im Kern fin­den wir die posi­tiv gela­de­nen Pro­to­nen und die elek­trisch neu­tra­len Neu­tro­nen. Die Pro­to­nen wie­gen jeweils etwa 1,672⋅10⁻²⁷ kg. Neu­tro­nen haben eine Mas­se von 1, 674⋅10⁻²⁷ kg und sind dem­nach etwa so schwer wie Pro­to­nen. Elek­tro­nen hin­ge­gen sind mit 9,109⋅10⁻³¹ kg wesent­lich leich­ter. Pro­to­nen und Neu­tro­nen haben eine etwa 2000fach grö­ße­re Mas­se als Elek­tro­nen.

Demm­nach ist die Mas­se des Atoms fast voll­stän­dig im Kern ver­eint. Die soge­nann­te Mas­sen­zahl A ist die Sum­me aus der Ord­nungs­zahl Z und der Neu­tro­nen­zahl N:

$$A=Z+N$$

Ord­nungs­zahl und Mas­sen­zahl kön­nen gemein­sam mit dem Ele­ment ange­ge­ben wer­den:

$$^A_ZSymbol$$

Das soll am Bei­spiel der natür­lich vor­kom­men­den Iso­to­pe des Koh­len­stoffs beleuch­tet wer­den, die alle die glei­che Anzahl an Pro­to­nen und Elek­tro­nen, aber unter­schied­lich vie­le Neu­tro­nen auf­wei­sen.

Iso­top	Pro­tonen	Neu­tronen	Häufig­keit in %
\( ^{12}_6C \)	6	6	98,9
\( ^{13}_6C \)	6	7	1,1
\( ^{14}_6C \)	6	8	10-10

Koh­len­stoff-Iso­to­pe.

Die Ele­men­te sind in waa­ge­rech­te Peri­oden und senk­rech­te Grup­pen ange­ord­net. Die Haupt­grup­pen ste­hen zugleich für die Anzahl der Elek­tro­nen auf der äußers­ten Scha­le nach dem Bohr­schen Atom­bau. So steht Sau­er­stoff in der VI. Haupt­grup­pe, hat also sechs Außen­elek­tro­nen.

Aus der Peri­oden­num­mer, also der Zei­le, lässt sich direkt auf die Anzahl der besetz­ten Scha­len schlie­ßen. Wenn wir beim Sau­er­stoff blei­ben, einem Ele­ment der 2. Peri­ode, kön­nen wir sagen, dass bei die­sem Ele­ment zwei Scha­len besetzt sind.

Die Scha­len wer­den von innen nach außen mit den Buch­sta­ben K, L, M, N, O, P und Q bezeich­net. Die K-Scha­le befin­det sich dicht am Atom­kern. Sie ist maxi­mal mit ledig­lich zwei Elek­tro­nen besetzt. Auf die nächs­te Scha­le (L) pas­sen bereits acht Elek­tro­nen und auf die M-Scha­le schon 18. Die maxi­ma­le Anzahl der Elek­tro­nen auf einer Scha­le lässt sich mit2⋅n² berech­nen.

Für Chlor (₁₇Cl) z.B. ergibt sich die Elek­tro­nen­kon­fi­gu­ra­ti­on K²L⁸M⁷ und für Kali­um (₁₉K) die Kon­fi­gu­ra­ti­on K²L⁸M⁸N¹. Beim Edel­gas Argon (₁₈Ar) ver­tei­len sich die Elek­tro­nen mit K²L⁸M⁸.

Alle Edel­ga­se außer Heli­um besit­zen acht Elek­tro­nen auf der Außen­scha­le. Die­se Kon­fi­gu­ra­ti­on ist beson­ders sta­bil und man spricht auch von der Oktett­re­gel. Beim Heli­um (₂He) sind ledig­lich zwei Elek­tro­nen vor­han­den. Hier gilt dann die Duplett­re­gel. Oktett­re­gel und Duplett­re­gel wer­den zusam­men­ge­fasst unter dem Begriff Edel­gas­re­gel zusam­men­ge­fasst.

Ele­men­te, die die Edel­gas­kon­fi­gu­ra­ti­on nicht auf­wei­sen, kön­nen die­se durch Elek­tro­nen­ab­ga­be oder -auf­nah­me und somit der Bil­dung von Ionen errei­chen. So geben die Ele­men­te der I. Haupt­grup­pe ein Elek­tron ab und K⁺ hat dann die Kon­fi­gu­ra­ti­on K²L⁸M⁸N⁰ und somit die Kon­fi­gu­ra­ti­on von Argon. Chlor hin­ge­gen nimmt ein Elek­tron auf, bil­det also Cl^– und lässt sich somit eben­falls durch K²L⁸M⁸N⁰ beschrei­ben. Zwei Chlor­ato­me ver­bin­den sich zu Cl₂ und jedes Chlor­atom für sich erfüllt die Oktett­re­gel:

Z	S	HG	P	K	L	M	N
1	H	I	1	1
2	He	VIII	1	2
3	Li	I	2	2	1
4	Be	II	2	2	2
5	B	III	2	2	3
6	C	IV	2	2	4
7	N	V	2	2	5
8	O	VI	2	2	6
9	F	VII	2	2	7
10	Ne	VIII	2	2	8
11	Na	I	3	2	8	1
12	Mg	II	3	2	8	2
13	Al	III	3	2	8	3
14	Si	IV	3	2	8	4
15	P	V	3	2	8	5
16	S	VI	3	2	8	6
17	Cl	VII	3	2	8	7
18	Ar	VIII	3	2	8	8
19	K	I	4	2	8	8	1
20	Ca	II	4	2	8	8	2

Elek­tro­nen­ver­tei­lun­gen der Ele­men­te bis zur Ord­nungs­zahl 20 (Z-Ord­nungs­zahl, S-Sym­bol, P-Peri­ode, HG-Haupt­grup­pe, KLMN-Scha­len).