Atommodelle und Quantenmechanik: Grundlagen der Atomphysik

Atommodelle im Überblick

Dalton-Atommodell (1808)

John Dalton ging davon aus, dass Materie aus kleinsten, unteilbaren Partikeln, den Atomen, besteht. Atome eines Elements sind alle gleich und besitzen dieselben Eigenschaften, Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in Masse und Eigenschaften.

Thomson-Atommodell (1904)

J. J. Thomson beschrieb das Atom als positiv geladene Kugel, in der negativ geladene Elektronen eingebettet sind – vergleichbar mit Rosinen in einem Rosinenkuchen (Plum-Pudding-Modell). Er erklärte damit die Entstehung von Ionen: Ein Atom, das Elektronen aufnimmt, wird zu einem negativen Anion; ein Atom, das Elektronen abgibt, wird zu einem positiven Kation.

Rutherford-Atommodell (1912)

Rutherford zeigte, dass Atome größtenteils leer sind. Im Zentrum befindet sich ein winziger, positiv geladener Atomkern, der Protonen enthält. Die Elektronen bewegen sich mit großer Geschwindigkeit in großer Entfernung um den Kern.

Bohr-Atommodell (1913)

Niels Bohr postulierte, dass Elektronen den Kern auf festen, klar definierten Energieniveaus umkreisen. Auf jedem dieser Niveaus kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen existieren. Wechselt ein Elektron auf ein anderes Energieniveau, wird Energie aufgenommen oder abgegeben.

Aufbau des Atoms

Das Atom besteht aus einem Atomkern und der Atomhülle. Im Kern befinden sich Protonen (positiv geladen, Masse ca. 1,67 × 10^-27 kg) und Neutronen (ungeladen, praktisch gleiche Masse wie Protonen). Die Elektronen sind negativ geladen und besitzen eine deutlich geringere Masse als Protonen und Neutronen (etwa 1/2000 davon). Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus und besetzen Orbitale. Die Orbitale sind Bereiche um den Kern, in denen die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, besonders hoch ist.

Quantenmechanisches Atommodell (1924–1927)

1924 stellte Louis de Broglie die Hypothese auf, dass sich Teilchen wie Elektronen auch wie Wellen verhalten. Alle beweglichen Teilchen sind somit mit einer Welle verbunden.

1927 formulierte Werner Heisenberg das Unschärfeprinzip: Es ist unmöglich, Position und Bewegung eines Elektrons gleichzeitig exakt zu bestimmen. Je genauer die eine Größe bekannt ist, desto ungenauer ist die andere. Daher kann man nur Aufenthaltswahrscheinlichkeiten angeben, nicht jedoch den exakten Ort eines Elektrons.

Energieniveaus und Schalen

Energieniveaus bzw. Schalen werden auf zwei Arten bezeichnet:

• mit Buchstaben: K, L, M, N ...
• mit Zahlen: 1, 2, 3, 4 ...

Diese Zahlen heißen Hauptquantenzahl n. Die maximale Anzahl an Elektronen pro Energieniveau ergibt sich aus der Formel 2n². Beispiel: Für n = 2 gilt 2 · 2² = 8 Elektronen.

Unterniveaus (Subniveaus)

Elektronen innerhalb eines Hauptniveaus besitzen nicht alle dieselbe Energie. Ein Hauptniveau besteht daher aus einem oder mehreren Unterniveaus. Diese werden mit den Buchstaben s, p, d, f bezeichnet. Ein Unterniveau wird angegeben, indem man die Hauptquantenzahl und den Buchstaben nennt, z. B. 2s.

Höchstzahl der Elektronen je Unterniveau:

• s = 2 Elektronen
• p = 6 Elektronen
• d = 10 Elektronen
• f = 14 Elektronen

Die Nebenquantenzahl (l) beschreibt das Unterniveau und kann Werte von 0 bis n − 1 annehmen. Für n = 2 gilt also l = 0, 1; für n = 3 gilt l = 0, 1, 2.

Orbitale

Jedes Unterniveau besteht aus Orbitalen. Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen:

• s-Unterniveau: 1 Orbital (2 Elektronen)
• p-Unterniveau: 3 Orbitale (6 Elektronen)
• d-Unterniveau: 5 Orbitale (10 Elektronen)
• f-Unterniveau: 7 Orbitale (14 Elektronen)

Die einzelnen Orbitale werden durch die magnetische Quantenzahl m unterschieden. Sie beschreibt die räumliche Orientierung des Orbitals und nimmt Werte von −l über 0 bis +l an, also beispielsweise −2, −1, 0, 1, 2 für d-Orbitale.

Spin des Elektrons

Elektronen besitzen einen Eigendrehimpuls, den Spin. Er wird durch die Spinquantenzahl s beschrieben, die die Werte +1/2 oder −1/2 annehmen kann. Zwei Elektronen in einem Orbital besitzen daher immer entgegengesetzte Spins.

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration beschreibt, wie die Elektronen eines Atoms auf die Orbitale verteilt sind.

Pauli-Prinzip (Ausschließungsprinzip)

In einem Atom können zwei Elektronen niemals alle vier Quantenzahlen gemeinsam haben. Ein Orbital kann daher maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen.

Aufbauprinzip (Grundsatz der minimalen Energie)

Die Elektronen eines Atoms im Grundzustand besetzen zuerst die Energieniveaus mit der niedrigsten Energie.

Hund-Regel (Maximum-Prinzip der Multiplizität)

Elektronen besetzen innerhalb eines Unterniveaus zunächst jeweils ein eigenes Orbital mit parallelem Spin, bevor sie sich paarweise in einem Orbital zusammenlagern. Dadurch wird die Stabilität des Atoms erhöht.