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Der Atomaufbau wird durch die grundlegenden Teilchen Proton, Neutron und Elektron bestimmt, wobei die Ordnungs- und Massenzahl sowie das Konzept der Isotope zentral sind. Die Modelle der Atomstruktur reichen vom Bohrschen Modell mit diskreten Bahnen bis zum modernen Orbitalmodell, das auf Aufenthaltswahrscheinlichkeiten basiert und die Reaktivität sowie Molekülgeometrien erklärt.
Atome sind entgegen früherer Annahmen nicht unteilbar, sondern aus noch kleineren Bausteinen aufgebaut. Der Atomkern besteht aus elektrisch positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen Neutronen, die selbst wiederum aus Quarks zusammengesetzt sind. Um den Kern bewegen sich die negativ geladenen Elektronen in der Atomhülle. Im neutralen Atom ist die Anzahl der Protonen gleich der Anzahl der Elektronen. Entfernt oder ergänzt man Elektronen, entstehen Ionen: positive Ionen (Kationen) haben Elektronenmangel, negative Ionen (Anionen) Elektronenüberschuss. Die Ladung eines Elektrons wird als Elementarladung bezeichnet und beträgt e = 1,6 * 10⁻¹⁹ C.
Die Ordnungszahl Z (auch Kernladungszahl) gibt die Anzahl der Protonen im Kern an und legt das chemische Element und seine Position im Periodensystem fest. Die Massenzahl A (Nukleonenzahl) ist die Summe aus Protonen und Neutronen: A = Z + N. Atome mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl heißen Isotope; sie sind oft instabil und radioaktiv. Eine durch Z und A charakterisierte Atomart wird Nuklid genannt. Die im Periodensystem angegebene Atommasse ist ein gewichteter Mittelwert über die Isotope.
Das Bohrsche Atommodell stellt eine Weiterentwicklung des Rutherford-Modells dar und vergleicht das Atom mit einem Planetensystem. Elektronen kreisen auf festen, konzentrischen Bahnen um den Atomkern, der aus Protonen und Neutronen besteht. Diese Bahnen werden als Schalen (K, L, M...) bezeichnet und repräsentieren diskrete Energieniveaus.
Ein zentrales Postulat Bohrs besagt, dass Elektronen auf diesen Bahnen keine Energie abstrahlen. Energieaustausch findet nur bei einem Quantensprung statt: Wechselt ein Elektron auf eine kernfernere Schale, muss Energie (ein Photon) absorbiert werden; beim Rückfall auf eine kernnähere Schale wird Energie emittiert. Die Energie des Photons entspricht der Energiedifferenz der Schalen: ΔE = h * f, wobei h das Plancksche Wirkungsquantum und f die Frequenz ist. Aufgrund dieser Quantisierung nutzt man die Spektralanalyse: Bei der Emissionsspektroskopie beobachtet man die ausgesandten Linien eines angeregten Stoffes, bei der Absorptionsspektroskopie fehlen im kontinuierlichen Spektrum genau jene Wellenlängen, die das Atom absorbiert hat.
Die Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale (Valenzelektronen) bestimmt die chemische Reaktivität. Atome mit fast voller (z. B. Chlor) oder fast leerer Außenschale (z. B. Lithium, Cäsium) sind besonders reaktionsfreudig und neigen zu Elektronenaufnahme bzw. -abgabe. Edelgase wie Helium und Neon besitzen eine voll besetzte Außenschale und sind daher sehr reaktionsträge. Wie stark ein Atom in einer Bindung Elektronen an sich zieht, wird durch die Elektronegativität beschrieben.
Bohr konnte damit zwar das Linienspektrum des Wasserstoffs erklären, scheiterte aber bei komplexeren Atomen. Das Hauptproblem liegt in der Heisenbergschen Unschärferelation, die besagt, dass Ort und Impuls eines Elektrons nicht gleichzeitig exakt bestimmt werden können. Feste 'Bahnen' sind physikalisch also nicht haltbar.
Das moderne Orbitalmodell (Quantenmechanisches Modell) ersetzt Bahnen durch Orbitale. Ein Orbital ist ein mathematisch definierter Raum, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, bei etwa 90 % liegt. Man spricht hier von einer Elektronenwolke statt einer festen Route. Die Orbitale werden nach ihrer Form mit den Buchstaben s (kugelförmig), p (hantelförmig), d und f (komplexere Formen) bezeichnet. Das Modell erklärt zudem räumliche Molekülstrukturen: So beträgt der Bindungswinkel im Wassermolekül ca. 104°, während Kohlendioxid linear mit 180° aufgebaut ist.
Der Zustand eines Elektrons wird durch vier Quantenzahlen eindeutig charakterisiert. Die Hauptquantenzahl (n) bestimmt das Energieniveau (Schale), die Nebenquantenzahl (l) die Form des Orbitals (z. B. kugelförmig oder hantelförmig) und die Magnetquantenzahl (m_l) die räumliche Ausrichtung.
Die vierte Quantenzahl ist die Spinquantenzahl (m_s), die den Eigendrehimpuls des Elektrons beschreibt. Nach dem Pauli-Prinzip dürfen zwei Elektronen in einem Atom niemals in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Ein Orbital kann daher maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen.
Zusammenfassend lässt sich sagen: Während Bohr deterministisch feste Wege vorgab (wie Schienen), beschreibt das Orbitalmodell statistische Aufenthaltsräume (wie eine Wolke). Für den MedAT ist besonders wichtig, dass das Orbitalmodell die Wellennatur der Elektronen berücksichtigt.
