Elektronenhülle

Sie bestimmt maßgeblich die chemischen Eigenschaften eines Atoms. Chemische Bindungen kommen durch Änderungen bzw. Wechselwirkungen der zustande.

Die elektrische Ladung des Atomkerns gleicht normalerweise mit der der Atomhülle aus sodass Atom elektrisch neutral ist.

Stimmt die Zahl der Elektronen in der Atomhülle nicht mit der der Protonen im Atomkern überein so ist das geladen und wird als Ion bezeichnet. Ist die Protonenzahl im Kern größer als die Elektronenzahl ist das Atom geladen es liegt ein Kation vor. Ist die Protonenzahl kleiner als die Elektronenzahl ist das Atom geladen es liegt ein Anion vor.

Auch Moleküle können Ionen bilden:
Hierbei muss die Summe aller Protonen der Summe aller Elektronen aller Atome im verglichen werden: Auch hier spricht man von wenn ein Überschuss an positiver Ladung vorliegt von Anionen bei Überschuss von negativer Ladung.
Zwitterionen sind Moleküle die nach außen hin sind die aber in verschiedenen Bereichen unterschiedlich Atiomgruppen aufweisen (z. B. Aminosäuren).

In einem Molekül können außerdem die die Elektronenhüllen gegenseitig stören wodurch Partialladungen entstehen siehe Dipol .
Induzierte Dipole entstehen durch zwischenmolekulare Wechselwirkung.

Struktur

Je nach Atommodell wird die Struktur unterschiedlich detailliert beschrieben:

Das Bohrsche Atommodell beschreibt die Elektronenhülle eingeteilt in verschiedene so genannte Schalen. Eine anschauliche die Realität nicht korrekt wiedergebende Vorstellung ist ein „Umkreisen“ Elektronen um den Atomkern gleich den Planeten Sonnensystems wobei sich eine begrenzte Anzahl von eine „Umlaufbahn“ teilen können.

Die Schalen haben eine maximale Besetzungszahl. innen nach außen ist die Elektronenhülle in Schalen (Hauptenergieniveaus) gegliedert:

• K-Schale (max. 2 Elektronen)
• L-Schale (max. 8 Elektronen)
• M-Schale (max. 18 Elektronen)
• N-Schale (max. 32 Elektronen)
• O-Schale (max. 50 Elektronen)
• P-Schale (max. 72 Elektronen)

Die Formel für die maximale Besetzungszahl n=2S ² wobei n die Besetzungszahl ist und die Nummer der Schale.

Mit diesem Modell und seinen beiden Postulaten konnte er die von Johann Jakob Balmer 1885 durch eine Formel beschriebenen Spektren des erklären: Durch Aktivierung (Energiezufuhr) des Atoms werden Elektronen auf ein höheres Energieniveau (Schale) gehoben.

Von dort springen sie unter Aussendung Licht auf bestimmte niedrigere Zustände zurück. So die Lyman-Serie einem Rücksprung auf die K-Schale die Balmer-Serie einem Rücksprung auf die L-Schale die Paschen-Serie einem Rücksprung auf die M-Schale die einem Rücksprung auf die N-Schale und die einem Rücksprung auf die O-Schale.

Da sich andere Emissionsspektren nicht erklären wurden sie nach Bohr und Sommerfeld in Unterschalen (Nebenenergieniveaus) gegliedert.

Im daraus entwickeltem Orbitalmodell weist man den Unterschalen bestimmte Räume Aufenthaltswahrscheinlichkeiten ( Orbitale ) zu die sich durch Multiplikation der Wellenfunktion mit ihrem kunjugierten Komplexen berechnen lassen.

Ein Orbital kann nur maximal zwei mit jeweils entgegengesetztem Spin enthalten.

Dafür können innerhalb eines Hauptenergieniveaus mehrere Orbitale liegen deren Elektronen sich auf identischem bewegen ausgenommen des einfachsten Orbitals dem s-Orbital. Schale gibt es nur ein s-Orbital.

Es gibt

• s-Orbitale (max. 1 pro Schale = Elektronen)
• p-Orbitale (max. 3 pro Schale = Elektronen)
• d-Orbitale (max. 5 pro Schale = Elektronen)
• f-Orbitale (max. 7 pro Schale = Elektronen)

In der Regel kommt mit jeder ein neuer Orbitaltyp dazu beginnend mit der in der es nur das 1s-Orbital gibt. hat jede Schale abermals die vorangegangenen Orbitaltypen Schale besitzt also z.B. ihr eigenes s-Orbital.

Allerdings überschneiden sich die Energieniveaus der und f-Orbitale mit dem Energieniveau der systematisch höheren s-Orbitale. Dies hinterläßt "Lücken" im Periodensystem oder genauer: es bringt das Periodensystem

Direkt hinter Magnesium in der 3. Periode müsste die 3. Nebengruppe beginnen es geht aber weiter mit in der 3. Hauptgruppe .

Die 3. Nebengruppe beginnt erst in 4. Periode(=>4. Hauptenergieniveau = N-Schale) hinter Kalzium . Erst hier werden die 3d-Orbitale mit aufgefüllt.

Das Orbitalmodell kann hervorragend zur Vorhersage chemischen Bindungen und Eigenschaften sowie Emmissionsspektren von und Molekülen benutzt werden. Für Moleküle lassen nach dem MO-Modell Molekülorbitale berechnen und abschätzen.

Die Gliederung der Elektronenhülle wird durch Elektronenkonfiguration dargestellt. So bedeutet die Elektronenkonfiguration des Sauerstoffs 1s ² 2s ² 2p ⁴ dass das Atom im 1s-Orbital (1. entspricht der K-Schale) zwei Elektronen besitzt in zweiten Schale (L-Schale) befinden sich 6 Elektronen: im 2s- und 4 im 2p-Orbital.

Siehe auch : Periodensystem

Bücher zum Thema Elektronenhülle

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