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Chemie · Atombau
Wie Linienspektrum und Bohr-Modell die Energiestufen zeigen und wie Schalen, Orbitale und die vier Quantenzahlen die Elektronenhülle beschreiben.
Elektronen sitzen auf festen Energiestufen. Vier Quantenzahlen beschreiben jedes Elektron eindeutig: Schale n, Unterschale l, Orbital mₗ und Spin mₛ.
Die Energiestufen heißen Schalen. Du nummerierst sie mit der Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3 … oder nennst sie K, L, M, N, O. Je größer n, desto weiter außen und desto energiereicher.
| Schale | n | max. Elektronen |
|---|---|---|
| K | 1 | 2 |
| L | 2 | 8 |
| M | 3 | 18 |
| N | 4 | 32 |
| 5 |
| 50 |
max. Elektronen = 2n²n = Nummer der Schale
Beispiel M-Schale: 2 · 3² = 18. K, L und M fassen zusammen 2 + 8 + 18 = 28.
Die Elektronen der äußersten Schale heißen Valenzelektronen; eine volle Außenschale (meist 8, bei Helium 2) ist besonders stabil. → Ausführlich in: Schalen
Sauerstoff (Z = 8) hat 2 Elektronen in K und 6 in L, zwei Plätze sind frei. Das Ion O²⁻ hat 10 Elektronen, K und L sind voll. Die Kernladung bleibt bei Ionen gleich.
Ein angeregtes Atom leuchtet nur bei ganz bestimmten Wellenlängen: Es hat ein Linienspektrum, kein buntes Band. Bohr erklärte das 1913 mit drei Postulaten.
Jede Spektrallinie ist also ein Sprung zwischen zwei Stufen, und weiter außen heißt mehr Energie. Wie Photonenenergie und Wellenlänge zusammenhängen → Ausführlich in: Licht elektromagnetische Strahlung
Eₙ = −13,6 eV / n²gilt nur für Wasserstoff
Im Grundzustand sitzen alle Elektronen so tief wie möglich. Zufuhr von Energie hebt eines auf eine höhere Stufe, das Atom ist dann angeregt.
Damit liegt n = 2 bei −3,40 eV und n = 3 bei −1,51 eV. Fällt das Elektron von n = 3 auf n = 2, wird die Differenz von 1,89 eV als Photon frei: die rote Wasserstofflinie bei 656 nm.
Bei Atomen mit mehreren Elektronen versagt das Modell, ebenso bei der Feinstruktur der Linien. Es legt außerdem Ort und Impuls zugleich fest und widerspricht damit der Unschärferelation. Die heutige Beschreibung ist das Orbitalmodell.
Elektronen laufen nicht auf Bahnen. Ein Orbital ist der Raum, in dem du ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit findest, und es fasst höchstens 2 Elektronen.
s-Orbitale sind kugelförmig, p-Orbitale hantelförmig und stehen zu dritt senkrecht aufeinander. Warum es keine Bahn gibt → Ausführlich in: Unschärferelation
| Zahl | Werte | legt fest |
|---|---|---|
| n (Haupt) | 1, 2, 3 … | Schale, Energie |
| l (Neben) | 0 bis n − 1 | Unterschale s, p, d, f |
| mₗ (Magnet) | −l bis +l | Lage des Orbitals |
| mₛ (Spin) | +½ oder −½ | Spinrichtung |
Der Spin ist der Eigendrehimpuls des Elektrons. Jedes Elektron hat die Spinquantenzahl s = ½, die Spin-Magnetquantenzahl mₛ gibt nur an, in welche Richtung er zeigt.
Nach dem Pauli-Prinzip stimmen zwei Elektronen eines Atoms nie in allen vier Quantenzahlen überein. In einem Orbital haben sie deshalb entgegengesetzten Spin.
Die Schale n hat n² Orbitale (n = 3: 1 + 3 + 5 = 9), also 2n² Elektronen. d-Orbitale gibt es ab n = 3, f-Orbitale ab n = 4. Innerhalb einer Schale steigt die Energie von s über p und d nach f. Wie viele Elektronen jede Unterschale fasst → Ausführlich in: Schalen
| Merkmal | Bohr-Modell | Orbitalmodell |
|---|---|---|
| Elektron | Teilchen auf Bahn | Aufenthaltsraum |
| Energie | gequantelt | gequantelt |
| Gilt für | nur Wasserstoff gut | alle Atome |
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Deine AufgabeLies am Termschema ab, welche Energie beim Übergang von n = 3 nach n = 2 frei wird, und begründe, warum diese Zahlenwerte nur für Wasserstoff gelten.
Tippe auf eine Beschriftung in der Abbildung, um ihre Erklärung zu lesen.
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Deine AufgabeFülle K-, L- und M-Schale nach der 2n²-Regel und leite daraus die Valenzelektronenzahl sowie die Ladung eines Ions wie O²⁻ ab.
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