Aufbauprinzip der Elektronenhülle - Versionsgeschichte

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Kim: /* Die Hund‘sche Regel */

2009-05-11T10:52:30Z

‎Die Hund‘sche Regel

Kim: /* Das Energiediagramm */

2009-05-11T10:50:22Z

‎Das Energiediagramm

Kim am 10. Mai 2009 um 11:31 Uhr

2009-05-10T11:31:41Z

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David Schmocker am 25. Juni 2007 um 20:57 Uhr

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Die Elektronenhülle wird auch Atomhülle genannt. Alle in der Chemie wichtigen Eigenschaften hängen vom Aufbau der Elektronenhülle ab. Denn bei einer chemischen Reaktion gibt es einzig eine Veränderung der äussersten Elektronen, im Atomkern passiert nichts.

==Die Elektronenhülle: Aufbau der Atome==

Ein Atom ist das kleinste Teilchen, welches auf chemischem Wege nicht weiter geteilt werden kann. Das Atom besteht aus dem Atomkern und der Elektronenhülle. Im Atomkern befinden sich die positiv geladenen Protonen und die neutralen Neutronen. Der Atomkern macht den Hauptteil des Gewichts eines Atoms aus. Um den Atomkern herum befindet sich die Elektronenhülle. Die Protonen im Atomkern und die Elektronen in der Elektronenhülle ziehen sich an, weil sie gegensätzlich gelanden sind. Um nicht am Atomkern "festzukleben" kreisen die Elektronen mit einer spezifischen Geschwindigkeit um den Atomkern.

====Grössenverhältnis von Elektronenhülle zu Atomkern====

[[image:Vergleich.JPG|right|Grössenvergleich Elektronenhülle und Atomkern]]

Das Grössenverhältnis von Elektronenhülle zu Atomkern ist bemerkenswert. Der Durchmesser der Hülle beträgt etwa 10-10 m, der Durchmesser des Kerns etwa 10-15 m bis 10-14 m. Der Kern ist also etwa 23'000-mal kleiner als die Hülle. Zur Veranschaulichung dieses Verhältnisses kann man das Atom in Gedanken auf das 1012fache vergrössern. Die Hülle hätte dann einen Druchmesser von 100 m, Kern wäre aber nur 4 mm gross.

==Der Aufbau der Elektronenhülle: Das Bohrsche Modell==

[[image:Bohr EH.JPG|right|Atommodell für Sauerstoff nach Bohr]]

Die negativ geladenen Elektronen bilden die Elektronenhülle. Sie umkreisen in bestimmten Schalen den Atomkern. Diese Schalen sind verschiedenen Energiestufen zugeteilt und können jeweils nur eine gewisse Anzahl von Elektronen aufnehmen. Die maximale Anzahl Elektronen für eine Energiestufe ist durch die Formel '''2n2''' gegeben. N steht dabei für die Nummer der, von innen nach aussen, gezählten Elektronenschalen. Im Periodensystem werden diese Schalen mit K, L, M, N, O usw. -Schale bezeichnet.

Um ein Elektron aus der Atomhülle abzutrennen, benötigt man Energie. Dabei zeigt sich, dass für die einzelnen Elektronen einer Hülle unterschiedlich viel Energie aufgewendet werden muss. Da die Elektronen in unterschiedlichen Schalen platziert sind, halten sie mehr oder weniger am Atomkern fest.

Elektronen mit geringerer Energie und damit festerer Bindung an den Kern sind in kernnahen Schalen zu finden, während die Elektronen mit stärkerer Energie und schwächerer Bindung eher ausserhalb des Atomkerns anzutreffen sind.

Heute hat man allderdings die Vorstellung der Elektronen in den Schalen wieder aufgegeben. Diese Vorstellung missachtet ein wichtiges naturwissenschaftliches Gesetz. Nach diesem Gesetz strahlt ein geladenes Teilchen (Elektron) welches eine ungleichförmige Bewegung macht (Kreisbewegung) Energie in den Raum ab. Daher müsste das Elekron nach kurzer Umlaufzeit auf den Atomkern fallen, weil es keine Energie mehr hat.

Das heisenbergsche Unschärferelationsgesetz wurde des weiteren missachtet. Nach diesem Gesetz ist es prinzipiell unmöglich, den Ort und zugleich auch den Impuls eines Teilchens genau festzulegen. Je genauer der Ort eines Teilchen bestimmt wird, desto ungenauer ist die Bestimmung des Impulses und damit die Energie des Atoms. Nach dem heisenbergschen Unschärferelationsgesetz hat der Ort des Elektrons überhaupt keine Relevanz mehr, denn der Energiewert eines Elektrons ist auf einer Kreisbahn exakt festgelegt.

==Der Aufbau der Elekrtonenhülle: Das heutige Modell==

Heute hat man erkannt, dass das Elektron in der Hülle nur in bestimmten Energiestufen existieren kann. Bohr hat diese Stufen Schalen genannt, heute nennen wir sie Sphären. Wir haben aber das System, dass mehrere Elektronen in einer Schale / Sphäre sein können beibehalten. Mann nimmt aber keine Kreisbahnen mehr an, auf denen sich die Elekrtonen bewegen, sondern Raumbereiche, in denen das Elektron, wie schon gesagt, nicht genauer definiert werden kann.

[[image:Elektronenhüllen3.JPG|right|]]

Die Spären werden heute von innen nach aussen nummeriert. Die jeweilige Nummer ist dann auch gleich die Hauptquantenzahl (n=1, n=2, ...). Ausserdem werden alle Spähren auch noch mit einem Buchstaben marktiert, gleich wie beim Bohrschen Modell. Auch die Anzahl der Elekrtonen pro Spähre hat sich nicht verändert.'''Die Formel bleibt sich bis heute gleich: 2n2, wobei n = Hauptquantenzahl'''.

Kommt es zu einer chemischen Reaktion, nehmen im Allgemeinen nur die Elektronen der äussersten Schale teil. Diese äussersten Elektonen werden Valenzelektronen genannt. Sie können auch rechnerisch bestimmt werden.

Geht man beispielsweise von Germanium mit der Kernladungszahl 32 aus, so besitzt das Atom 32 Protonen und damit auch 32 Elektronen. "Füllt" man diese 32 Elekrtonen in die Sphären des Atoms, so können in der ersten Sphäre 2x12 = 2 Elektronen untergebracht werden. Es bleiben also noch 30 Elektronen für die anderen Sphären. In der zweiten Späre befinden sich 2x22 = 8 Elektronen. Nachem bleiben noch 22 Elektronen übrig. In der dritten Sphäre können 2x32 = 18 Elekronen untergebracht werden und es bleiben somit noch 4 Elektronen für die vierte Sphäre übrig. Germanium besitzt also noch 4 Valenzelektronen.

====Die Orbitale====

[[image:Energieniveaus.JPG|right|]]

Weitere Untersuchungen haben später ergeben, dass das einfache Sphärenmodell für grössere Atome mit mehreren Elekrtonen nicht ausreicht. Man hat herausgefunden, dass es zu den Quantenzahlen noch genauere Energieniveaus gibt, diese werden Unternieveaus oder auch Orbitale genannt. Sie werden mit den Buchstaben s, p, d, f bezeichnet. Orbitale darf man allerings nicht mit den Kreisbahen des alten bohrschen Atommodells verwechseln, denn es sind genaue Energieangaben für die Elektronen.

'''Jede Sphäre besteht mindestens aus dem s-Orbital.''' Das s-Orbital in der ersten Sphäre wird 1s, das s-Orbital in der 2. Sphäre 2s usw. genannt.
In der zweiten Sphäre sind auch p-Orbitale möglich. Diese p-Orbitale werden in der zweite Späre 2p, in der dritten 3p usw. genannt. Jeweils drei Orbitale haben in den p-Orbitalen das gleiche Energieniveau.
Die d-Orbitale sind dann ab der dritten Sphäre und die f-Orbitale ab der Vierten anzutreffen. Während die d-Orbitalen aus fünf Orbitalen mit gleichem Energieniveau bestehen, hat es in den f-Orbitalen jeweils sieben.

Wird die Hauptquantenzahl n grösser, wird der Ernergieabstand zwischen den Sphären kleiner. Das führt zu "Unregelmässigkeiten". Schon in der dritten Sphäre liegt 4s energetisch tiefer als 3d. Daher wird zuerst die 4s-Orbitale mit Elektronen gefüllt und erst danach die 3d.

Da '''maximal zwei Elektronen in ein Orbital''' passen, ergeben sich daraus auch die maximalen Elektronenzahlen pro Sphäre. Sie entsprechen noch immer dem einfachen bohrschen Modell, sind nun aber genau nach Energiestufen aufgeschlüsselt.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Elemente; Magyar, Liebhart, Jelinek; öbv&hpt Verlag; 2. Auglage, Nachdruck 2005
* http://www.meduniwien.ac.at/zal/strahlenschutz/physikalischegrundlagen/deraufbauderatomhuelle.html
* http://www.energiewelten.de/elexikon/lexikon/seiten/htm/020202_Atomhuelle_und_Atomkern_Kernphysik.htm
* http://www.pas-berlin.de/chemie/ch-e1/atombau/atombau.html
* http://www.chempage.de/theorie/atome.htm
* http://www.hamburger-bildungsserver.de/welcome.phtml?unten=/klima/energie/enk-12.html
* http://de.wikipedia.org/wiki/Bohr-Sommerfeldsches_Atommodell
* http://www.tgs-chemie.de/nebeng5.gif

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden

[[Kategorie:Templates]]

von David Schmocker

@@ Zeile 12: / Zeile 12: @@
 Die Vorstellung, dass sich die Elektronen in Kreisbahnen um den Atomkern bewegen ist vermutlich falsch. Man nimmt heute an, dass es Raumbereiche gibt, in welchen die Elektronen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind.
 ==== Unterschalen ====
 Es wird weiter jede Schale in Unterschalen geteilt. Diese Unterschalen werden als s, p, d und f-Unterschalen bezeichnet. Die maximale mögliche Anzahl Elektronen einer jeweiligen Unterschale ist immer gleich.
 ==== Orbitale ====
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 Jede Elektronenhülle besteht also mindestens aus der K-Schale mit der 1s-Unterschale und dem 1s-Orbital mit mindestens einem Elektron. Dies ist der Fall beim Wasserstoffatom.
 ==== Überlappung der Unterschalen ====
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 Diese 8 Aussenelektronen oder auch Valenzelektronen sind nicht so stark gebunden wie die Elektronen in den inneren Unterschalen und sind somit von Bedeutung bei chemischen Reaktionen.
 === Aufbaugesetze ===
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 *Pauliprinzip
 *Hund‘sche Regel
 ==== Das Energieprinzip ====
 Alle Elektronen werden vom Atomkern angezogen. Die Coulomb-Kraft  sorgt dafür, dass jene Elektronen, die näher beim Kern sind, stärker angezogen werden und diese sind auch energieärmer. Die äusseren Elektronen sind energiereicher und werden nicht so stark vom Kern angezogen. Trotz der Anziehungskräfte fallen sie nicht in den Kern. Grund dafür ist der Wellencharakter der Elektronen der durch die Quantisierung der Energie zustande kommt. Elektronen können sich nur in bestimmten Feldern um den Atomkern bewegen, in welchen sie in positiver Interferenz schwingen und somit in  stabiler Lage bleiben können.
 ==== Das Pauliprinzip ====
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 sich als Drehung des Elektrons, um die eigene Achse deuten. Befinden sich
 zwei Elektronen im gleichen Orbital, so muss der Spin unterschiedlich sein.
 ==== Die Hund‘sche Regel ====
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 ab, weshalb Elektronen versuchen so weit wie möglich voneinander entfernt zu sein. So werden durch diese Abstossung zuerst alle
 Orbitale einfach besetzt und erst dann aufgefüllt.
 == Quellen ==

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 ==== Schalen ====
-MUSS NOCH KORRIGIERT WERDEN
+Durch die Quantisierung der Energie kommen Elektronen nur in ganz bestimmten Energieniveaux um den Atomkern vor. Wir nennen diese Spähren oder Schalen. In einer Schale können sich mehrere Elektronen aufhalten. Die verschiedenen Schalen werden, vom Atomkern nach aussen, als K, L , M, N und O-Schalen bezeichnet.
-Elektronen können um den Atomkern nur in bestimmten Energiestufen
+Die Vorstellung, dass sich die Elektronen in Kreisbahnen um den Atomkern bewegen ist vermutlich falsch. Man nimmt heute an, dass es Raumbereiche gibt, in welchen die Elektronen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind.
 ==== Unterschalen ====
-Dieses Schalennmodell ist aber für grössere Atome mit mehrern Elektronen nicht ausreichend. Die Schalen können in weitere
+Es wird weiter jede Schale in Unterschalen geteilt. Diese Unterschalen werden als s, p, d und f-Unterschalen bezeichnet. Die maximale mögliche Anzahl Elektronen einer jeweiligen Unterschale ist immer gleich.
-Unterschalen aufgeteilt werden. Diese Unterschalen werden als s, p, d und f-Unterschalen bezeichnet.
 ==== Orbitale ====
 [[Bild:Unterschalen.JPG|thumb| Energiediagramm ]]
-Die Unterschalen können weiter noch in Orbitale aufgeteilt werden. Pro Orbital
+Als Orbitale bezeichnet man Raumbereiche in welchen eine grosse Wahrscheinlichkeit besteht die Elektronen anzutreffen. Dabei sind die Orbitale nicht mit den Unterschalen zu verwechseln. Ein Orbital kann immer von zwei Elektronen mit unterschiedlichem Spin besetzt sein. Das heisst eine p-Unterschale setzt sich aus drei Orbitalen zusammen, eine d-Unterschale aus fünf und eine f-Unterschale aus sieben.
-sind maximal zwei Elektronen vorhanden. Die s-Unterschale besitzt nur ein
-Orbital. In der p-Unterschale sind es drei Orbitale, in der d-Unterschale 5 und
+Jede Elektronenhülle besteht also mindestens aus der K-Schale mit der 1s-Unterschale und dem 1s-Orbital mit mindestens einem Elektron. Dies ist der Fall beim Wasserstoffatom.
 ==== Überlappung der Unterschalen ====
 [[Bild:Ueberlappung.JPG|thumb| Energiediagramm ]]
-Der Energieabstand zwischen den Schalen wird mit zunehmendem Abstand
+Der Energieabstand zwischen den Schalen wird mit zunehmendem Abstand zum Kern immer geringer. Dies führt dazu, dass sich die Energieniveaus der Schalen überschneiden: Bei der M-Schale haben wir eine s-, eine p- und eine d-Unterschale. Die 3d-Unterschale liegt aber energetisch höher als die 4s-Unterschale.
-zum Kern immer geringer. Dies führt dazu, dass sich die Schalen
+Die Elektronen nehmen den wahrscheinlichsten und energiegünstigsten Zustand ein und besetzten also die 4s-Unterschale vor der 3d-Unterschale. Das selbe Prinzip gilt für alle d- und s-Unterschalen und dies führt dazu, dass in der äussersten Schale maximal 8 Elektronen vorkommen können, welche sich immer in der s- und p-Unterschale befinden.
 überschneiden: Bei der M-Schale haben wir eine s-, eine p- und eine
-d-Unterschale. Die 3d-Unterschale liegt aber energetisch höher als die
+Diese 8 Aussenelektronen oder auch Valenzelektronen sind nicht so stark gebunden wie die Elektronen in den inneren Unterschalen und sind somit von Bedeutung bei chemischen Reaktionen.
 === Aufbaugesetze ===
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 *Pauliprinzip
 *Hund‘sche Regel
 ==== Das Energieprinzip ====
-MUSS NOCH ÜBERARBEITET WERDEN
+Alle Elektronen werden vom Atomkern angezogen. Die Coulomb-Kraft  sorgt dafür, dass jene Elektronen, die näher beim Kern sind, stärker angezogen werden und diese sind auch energieärmer. Die äusseren Elektronen sind energiereicher und werden nicht so stark vom Kern angezogen. Trotz der Anziehungskräfte fallen sie nicht in den Kern. Grund dafür ist der Wellencharakter der Elektronen der durch die Quantisierung der Energie zustande kommt. Elektronen können sich nur in bestimmten Feldern um den Atomkern bewegen, in welchen sie in positiver Interferenz schwingen und somit in  stabiler Lage bleiben können.
 ==== Das Pauliprinzip ====
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 sich als Drehung des Elektrons, um die eigene Achse deuten. Befinden sich
 zwei Elektronen im gleichen Orbital, so muss der Spin unterschiedlich sein.
 ==== Die Hund‘sche Regel ====
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 ab, weshalb Elektronen versuchen so weit wie möglich voneinander entfernt zu sein. So werden durch diese Abstossung zuerst alle
 Orbitale einfach besetzt und erst dann aufgefüllt.
 == Quellen ==

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 ==== Die Hund‘sche Regel ====
-BILD MUSS NOCH EINFEGÜGT WERDEN
+[[Bild:Hundscheregel.JPG|thumb|Energiediagramm]]
 Bei der Besetzung von energiegleichen Orbitalen, also von Orbitalen die sich in

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 == Das Aufbauprinzip der Elektronenhülle ==
 === Das Energiediagramm ===
+[[Bild:Energiediagramm.JPG|thumb| Energiediagramm]]
 ==== Schalen ====
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 MUSS NOCH KORRIGIERT WERDEN
-BILD MUSS NOCH EINGEFÜGT WERDEN
+[[Bild:Unterschalen.JPG|thumb| Energiediagramm ]]
 Die Unterschalen können weiter noch in Orbitale aufgeteilt werden. Pro Orbital
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 ==== Überlappung der Unterschalen ====
-BILD MUSS NOCH EINGEFÜGT WERDEN
+[[Bild:Ueberlappung.JPG|thumb| Energiediagramm ]]
 MUSS NOCH KORRIGIERT WERDEN

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	+	Die Elektronenhülle wird auch Atomhülle genannt. Alle in der Chemie wichtigen Eigenschaften hängen vom Aufbau der
	+	Elektronenhülle ab. Denn bei einer chemischen Reaktion gibt es einzig eine Veränderung der äussersten Elektronen, im Atomkern
	+	passiert nichts.

	+	== Das Aufbauprinzip der Elektronenhülle ==
	+	=== Das Energiediagramm ===
	+
	+	BILD MUSS NOCH EINGEFÜGT WERDEN
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	+	==== Schalen ====
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	+	MUSS NOCH KORRIGIERT WERDEN
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	+	Elektronen können um den Atomkern nur in bestimmten Energiestufen
	+	existieren. Wir nennen diese Stufen Spähren oder Schalen. In einer Schale
	+	können sich mehrere Elektronen aufhalten. Die verschiedenen Schalen werden,
	+	vom Atomkern nach aussen, als K, L , M, N und O-Schalen bezeichnet.
	+
	+	Die Vorstellung, dass sich die Elektronen in Kreisbahnen um den Atomkern
	+	bewegen ist falsch. Man nimmt heute an, dass es Raumbereiche sind, in denen
	+	sich die Elektronen aufhalten.
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	+	==== Unterschalen ====
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	+	Dieses Schalennmodell ist aber für grössere Atome mit mehrern Elektronen nicht ausreichend. Die Schalen können in weitere
	+	Unterschalen aufgeteilt werden. Diese Unterschalen werden als s, p, d und f-Unterschalen bezeichnet.
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	+	==== Orbitale ====
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	+	MUSS NOCH KORRIGIERT WERDEN
	+	BILD MUSS NOCH EINGEFÜGT WERDEN
	+
	+	Die Unterschalen können weiter noch in Orbitale aufgeteilt werden. Pro Orbital
	+	sind maximal zwei Elektronen vorhanden. Die s-Unterschale besitzt nur ein
	+	Orbital. In der p-Unterschale sind es drei Orbitale, in der d-Unterschale 5 und
	+	in der f-Unterschale 7 Orbitale. Jede Elektronenhülle besteht also mindestens
	+	aus der K-Schale mit der 1s-Unterschale und dem 1s-Orbital mit mindestens
	+	einem Elektron. Dies ist der Fall beim Wasserstoffatom.
	+
	+	Die K-Schale besteht nur aus der 1s-Unterschale mit dem s-Orbital. In der
	+	L-Schale kommt zur 2s-Unterschale, mit dem s-Orbital, noch die
	+	2p-Unterschale, mit den drei p-Orbitalen, dazu. In der M-Schale kommt
	+	zusätlich noch die 3d-Unterschale mit den fünf d-Orbitalen dazu und
	+	schliesslich besteht die N-Unterschale zusätzlich noch aus sieben f-Orbitalen in
	+	der 4f-Unterschale.
	+
	+	==== Überlappung der Unterschalen ====
	+
	+	BILD MUSS NOCH EINGEFÜGT WERDEN
	+	MUSS NOCH KORRIGIERT WERDEN
	+
	+	Der Energieabstand zwischen den Schalen wird mit zunehmendem Abstand
	+	zum Kern immer geringer. Dies führt dazu, dass sich die Schalen
	+	überschneiden: Bei der M-Schale haben wir eine s-, eine p- und eine
	+	d-Unterschale. Die 3d-Unterschale liegt aber energetisch höher als die
	+	4s-Unterschale. Da Elektronen ja bekanntlich immer zuerst die Orbitale
	+	besetzen, die am wenigsten Energie benötigen, wird das 4s-Orbital der
	+	N-Schale besetzt bevor die 3d-Unterschale der M-Schale aufgefüllt wurde.
	+	Dies führt dazu, dass in der äussersten Schale maximal 8 Elektronen
	+	vorkommen können, welche sich immer in der s- und p-Unterschale befinden.
	+
	+	Diese 8 Aussenelektronen oder auch Valenzelektronen sind nicht so stark
	+	gebunden wie die Elektronen in den inneren Unterschalen und sind somit von
	+	Bedeutung bei chemischen Reaktionen.
	+
	+	=== Aufbaugesetze ===
	+
	+	Im Wesentlichen gibt es bei der Verteilung der Elektronen auf die Elektronenhülle drei Grundprinzipien die zu beachten sind:
	+
	+	*Energieprinzip
	+	*Pauliprinzip
	+	*Hund‘sche Regel
	+
	+	==== Das Energieprinzip ====
	+
	+	MUSS NOCH ÜBERARBEITET WERDEN
	+
	+	Alle Elektronen werden vom Atomkern angezogen. Jene die näher beim Kern sind, werden stärker angezogen und sind
	+	energieärmer. Dies entspricht der Regel der Coulomb-Kraft: F=(Q1*Q2)/r<sup>2</sup>
	+
	+	Die äusseren Elektronen sind energiereicher und werden nicht so stark vom Kern angezogen. Trotz der Anziehungskräfte fallen sie nicht in den Kern. Grund dafür ist der Wellencharakter der Elektronen. Elektronen können sich nur
	+	in bestimmten Feldern um den Atomkern bewegen, die ihrem Energiezustand entsprechen. Dieser Zustand ermöglicht eine positive
	+	Interferenz, welche Voraussetzung für eine stabile Lage ist. Diese Orte mit der grössten Aufenthalts-Wahrscheinlichkeit sind die
	+	Orbitale.
	+
	+	==== Das Pauliprinzip ====
	+
	+	Das Pauliprinzip besagt, dass pro Orbital maximal zwei Elektronen mit
	+	umgekehrtem Spin vorhanden sein können. Der „Spin“ der Elektronen lässt
	+	sich als Drehung des Elektrons, um die eigene Achse deuten. Befinden sich
	+	zwei Elektronen im gleichen Orbital, so muss der Spin unterschiedlich sein.
	+
	+	==== Die Hund‘sche Regel ====
	+
	+	BILD MUSS NOCH EINFEGÜGT WERDEN
	+
	+	Bei der Besetzung von energiegleichen Orbitalen, also von Orbitalen die sich in
	+	der gleichen Unterschale befinden, gibt es folgende Regel: Jedes Orbital wird
	+	erst einfach besetzt und erst anschliessend kommt das zweite Elektron dazu.
	+	Diese Regel nennt man die Hund’sche Regel. Sie wird durch die gleiche
	+	Ladung der Elektronen bestimmt. Wie bekannt, stossen sich gleiche Ladungen
	+	ab, weshalb Elektronen versuchen so weit wie möglich voneinander entfernt zu sein. So werden durch diese Abstossung zuerst alle
	+	Orbitale einfach besetzt und erst dann aufgefüllt.
	+
	+	== Quellen ==
	+
	+	*Chemieunterlagen
	+	*Elemente; Magyar, Liebhart, Jelinek; öbv&hpt Verlag; 2. Auglage, Nachdruck 2005
	+	*http://www.energiewelten.de/elexikon/lexikon/seiten/htm/020202_Atomhuelle_und_Atomkern_Kernphysik.htm
	+	*http://www.pas-berlin.de/chemie/ch-e1/atombau/atombau.html
	+	*http://www.chempage.de/theorie/atome.htm
	+	*http://www.hamburger-bildungsserver.de/welcome.phtml?unten=/klima/energie/enk-12.html
	+	*http://www.tgs-chemie.de/nebeng5.gif
	+
	+	== Weblinks ==
	+
	+	*Swisseduc (http://swisseduc.ch/chemie/) – Unterrichtsserver für Chemie
	+	*Mediawiki Hilfeseite (http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors) – So kann der Link näher beschrieben
	+	werden

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−	Die Elektronenhülle wird auch Atomhülle genannt. Alle in der Chemie wichtigen Eigenschaften hängen vom Aufbau der Elektronenhülle ab. Denn bei einer chemischen Reaktion gibt es einzig eine Veränderung der äussersten Elektronen, im Atomkern passiert nichts.

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−	~~==Die Elektronenhülle: Aufbau der Atome==~~
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−	Ein Atom ist das kleinste Teilchen, welches auf chemischem Wege nicht weiter geteilt werden kann. Das Atom besteht aus dem Atomkern und der Elektronenhülle. Im Atomkern befinden sich die positiv geladenen Protonen und die neutralen Neutronen. Der Atomkern macht den Hauptteil des Gewichts eines Atoms aus. Um den Atomkern herum befindet sich die Elektronenhülle. Die Protonen im Atomkern und die Elektronen in der Elektronenhülle ziehen sich an, weil sie gegensätzlich gelanden sind. Um nicht am Atomkern "festzukleben" kreisen die Elektronen mit einer spezifischen Geschwindigkeit um den Atomkern.
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−	~~====Grössenverhältnis von Elektronenhülle zu Atomkern====~~
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−	~~[[image:Vergleich.JPG\|right\|Grössenvergleich Elektronenhülle und Atomkern]]~~
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−	Das Grössenverhältnis von Elektronenhülle zu Atomkern ist bemerkenswert. Der Durchmesser der Hülle beträgt etwa 10<sup>-10</sup> m, der Durchmesser des Kerns etwa 10<sup>-15</sup> m bis 10<sup>-14</sup> m. Der Kern ist also etwa 23'000-mal kleiner als die Hülle. Zur Veranschaulichung dieses Verhältnisses kann man das Atom in Gedanken auf das 10<sup>12</sup>fache vergrössern. Die Hülle hätte dann einen Druchmesser von 100 m, Kern wäre aber nur 4 mm gross.
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−	~~==Der Aufbau der Elektronenhülle: Das Bohrsche Modell==~~
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−	~~[[image:Bohr EH.JPG\|right\|Atommodell für Sauerstoff nach Bohr]]~~
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−	Die negativ geladenen Elektronen bilden die Elektronenhülle. Sie umkreisen in bestimmten Schalen den Atomkern. Diese Schalen sind verschiedenen Energiestufen zugeteilt und können jeweils nur eine gewisse Anzahl von Elektronen aufnehmen. Die maximale Anzahl Elektronen für eine Energiestufe ist durch die Formel '''2n<sup>2</sup>''' gegeben. N steht dabei für die Nummer der, von innen nach aussen, gezählten Elektronenschalen. Im Periodensystem werden diese Schalen mit K, L, M, N, O usw. -Schale bezeichnet.
−
−	Um ein Elektron aus der Atomhülle abzutrennen, benötigt man Energie. Dabei zeigt sich, dass für die einzelnen Elektronen einer Hülle unterschiedlich viel Energie aufgewendet werden muss. Da die Elektronen in unterschiedlichen Schalen platziert sind, halten sie mehr oder weniger am Atomkern fest.
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−	Elektronen mit geringerer Energie und damit festerer Bindung an den Kern sind in kernnahen Schalen zu finden, während die Elektronen mit stärkerer Energie und schwächerer Bindung eher ausserhalb des Atomkerns anzutreffen sind.
−
−	Heute hat man allderdings die Vorstellung der Elektronen in den Schalen wieder aufgegeben. Diese Vorstellung missachtet ein wichtiges naturwissenschaftliches Gesetz. Nach diesem Gesetz strahlt ein geladenes Teilchen (Elektron) welches eine ungleichförmige Bewegung macht (Kreisbewegung) Energie in den Raum ab. Daher müsste das Elekron nach kurzer Umlaufzeit auf den Atomkern fallen, weil es keine Energie mehr hat.
−
−	Das heisenbergsche Unschärferelationsgesetz wurde des weiteren missachtet. Nach diesem Gesetz ist es prinzipiell unmöglich, den Ort und zugleich auch den Impuls eines Teilchens genau festzulegen. Je genauer der Ort eines Teilchen bestimmt wird, desto ungenauer ist die Bestimmung des Impulses und damit die Energie des Atoms. Nach dem heisenbergschen Unschärferelationsgesetz hat der Ort des Elektrons überhaupt keine Relevanz mehr, denn der Energiewert eines Elektrons ist auf einer Kreisbahn exakt festgelegt.
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−
−	~~==Der Aufbau der Elekrtonenhülle: Das heutige Modell==~~
−
−	Heute hat man erkannt, dass das Elektron in der Hülle nur in bestimmten Energiestufen existieren kann. Bohr hat diese Stufen Schalen genannt, heute nennen wir sie Sphären. Wir haben aber das System, dass mehrere Elektronen in einer Schale / Sphäre sein können beibehalten. Mann nimmt aber keine Kreisbahnen mehr an, auf denen sich die Elekrtonen bewegen, sondern Raumbereiche, in denen das Elektron, wie schon gesagt, nicht genauer definiert werden kann.
−
−	~~[[image:Elektronenhüllen3.JPG\|right\|]]~~
−
−	Die Spären werden heute von innen nach aussen nummeriert. Die jeweilige Nummer ist dann auch gleich die Hauptquantenzahl (n=1, n=2, ...). Ausserdem werden alle Spähren auch noch mit einem Buchstaben marktiert, gleich wie beim Bohrschen Modell. Auch die Anzahl der Elekrtonen pro Spähre hat sich nicht verändert.'''Die Formel bleibt sich bis heute gleich: 2n<sup>2</sup>, wobei n = Hauptquantenzahl'''.
−
−	Kommt es zu einer chemischen Reaktion, nehmen im Allgemeinen nur die Elektronen der äussersten Schale teil. Diese äussersten Elektonen werden Valenzelektronen genannt. Sie können auch rechnerisch bestimmt werden.
−
−	Geht man beispielsweise von Germanium mit der Kernladungszahl 32 aus, so besitzt das Atom 32 Protonen und damit auch 32 Elektronen. "Füllt" man diese 32 Elekrtonen in die Sphären des Atoms, so können in der ersten Sphäre 2x1<sup>2</sup> = 2 Elektronen untergebracht werden. Es bleiben also noch 30 Elektronen für die anderen Sphären. In der zweiten Späre befinden sich 2x2<sup>2</sup> = 8 Elektronen. Nachem bleiben noch 22 Elektronen übrig. In der dritten Sphäre können 2x3<sup>2</sup> = 18 Elekronen untergebracht werden und es bleiben somit noch 4 Elektronen für die vierte Sphäre übrig. Germanium besitzt also noch 4 Valenzelektronen.
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−	~~====Die Orbitale====~~
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−	~~[[image:Energieniveaus.JPG\|right\|]]~~
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−	Weitere Untersuchungen haben später ergeben, dass das einfache Sphärenmodell für grössere Atome mit mehreren Elekrtonen nicht ausreicht. Man hat herausgefunden, dass es zu den Quantenzahlen noch genauere Energieniveaus gibt, diese werden Unternieveaus oder auch Orbitale genannt. Sie werden mit den Buchstaben s, p, d, f bezeichnet. Orbitale darf man allerings nicht mit den Kreisbahen des alten bohrschen Atommodells verwechseln, denn es sind genaue Energieangaben für die Elektronen.
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−	~~'''Jede Sphäre besteht mindestens aus dem s-Orbital.''' Das s-Orbital in der ersten Sphäre wird 1s, das s-Orbital in der 2. Sphäre 2s usw. genannt.~~
−	In der zweiten Sphäre sind auch p-Orbitale möglich. Diese p-Orbitale werden in der zweite Späre 2p, in der dritten 3p usw. genannt. Jeweils drei Orbitale haben in den p-Orbitalen das gleiche Energieniveau.
−	Die d-Orbitale sind dann ab der dritten Sphäre und die f-Orbitale ab der Vierten anzutreffen. Während die d-Orbitalen aus fünf Orbitalen mit gleichem Energieniveau bestehen, hat es in den f-Orbitalen jeweils sieben.
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−	Wird die Hauptquantenzahl n grösser, wird der Ernergieabstand zwischen den Sphären kleiner. Das führt zu "Unregelmässigkeiten". Schon in der dritten Sphäre liegt 4s energetisch tiefer als 3d. Daher wird zuerst die 4s-Orbitale mit Elektronen gefüllt und erst danach die 3d.
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−	Da '''maximal zwei Elektronen in ein Orbital''' passen, ergeben sich daraus auch die maximalen Elektronenzahlen pro Sphäre. Sie entsprechen noch immer dem einfachen bohrschen Modell, sind nun aber genau nach Energiestufen aufgeschlüsselt.
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−	~~== Quellen ==~~
−	* Chemieunterlagen
−	* Elemente; Magyar, Liebhart, Jelinek; öbv&hpt Verlag; 2. Auglage, Nachdruck 2005
−	* http://www.meduniwien.ac.at/zal/strahlenschutz/physikalischegrundlagen/deraufbauderatomhuelle.html
−	* http://www.energiewelten.de/elexikon/lexikon/seiten/htm/020202_Atomhuelle_und_Atomkern_Kernphysik.htm
−	* http://www.pas-berlin.de/chemie/ch-e1/atombau/atombau.html
−	* http://www.chempage.de/theorie/atome.htm
−	* http://www.hamburger-bildungsserver.de/welcome.phtml?unten=/klima/energie/enk-12.html
−	* http://de.wikipedia.org/wiki/Bohr-Sommerfeldsches_Atommodell
−	* http://www.tgs-chemie.de/nebeng5.gif
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−	~~== Weblinks ==~~
−	* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie
−	* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden
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−	~~[[Kategorie:Templates]]~~
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−
−	~~von David Schmocker~~

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(kein Unterschied)