Chemie Abitur: Atombau, Orbitale und Elektronenkonfiguration kompakt

Atombau und Atommodelle

Der Aufbau von Atomen hat die Wissenschaft lange beschäftigt. Laut Niels BOHRs Modell (1913) besteht ein Atom aus einem positiven Atomkern (mit Protonen und Neutronen) und einer negativen Atomhülle mit Elektronen. Ein Atom ist nach außen neutral, weil es gleich viele Protonen wie Elektronen hat.

BOHR und SOMMERFELD entwickelten das Modell weiter. Elektronen bewegen sich nicht auf festen Bahnen, sondern in Aufenthaltsräumen – sogenannten Orbitalen. Diese Orbitale haben unterschiedliche Formen:

• s-Orbitale sind kugelförmig und können 2 Elektronen aufnehmen
• p-Orbitale sind hantelförmig mit maximal 6 Elektronen
• d-Orbitale haben Doppelhantelform und fassen bis zu 10 Elektronen
• f-Orbitale sind rosettenförmig mit Platz für 14 Elektronen

💡 Merke: Die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron in seinem Orbital zu finden, liegt bei 90%. Diesen Aufenthaltsraum kann man nicht genau bestimmen – das ist ein Grundprinzip der Quantenphysik!

Im Periodensystem sind die Elemente nach ihrer Elektronenkonfiguration geordnet. Die Hauptgruppen $I.-VIII.$ und Nebengruppen zeigen, wie die Elektronen in den verschiedenen Orbitalen angeordnet sind. Diese Ordnung hilft dir, die chemischen Eigenschaften der Elemente vorherzusagen.

Elektronenkonfiguration

Die Anordnung der Elektronen in einem Atom kannst du auf zwei verschiedene Arten darstellen. Bei der Hochzahlschreibweise gibst du an, wie viele Elektronen in jedem Orbital sitzen. Zum Beispiel bei Argon (18Ar): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Du kannst das auch abkürzen, indem du ein Edelgas in eckigen Klammern schreibst, z.B. bei Phosphor 15P: [Ne] 3s² 3p³.

Bei der Kästchenschreibweise (nach Pauling) stellst du Orbitale als Kästchen dar und Elektronen als Pfeile. Die Pfeilrichtung zeigt den Elektronenspin. In einem Orbital können maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin sitzen. Ein Beispiel für Bor (5B):

↑↓ ↑↓ ↑
1s 2s 2p

Es gibt ein paar wichtige Besonderheiten zu beachten:

• Ab der 4. Periode wird zuerst das 4s-Orbital besetzt, bevor die 3d-Orbitale gefüllt werden
• In der VI. und I. Nebengruppe gibt es Abweichungen wegen der Stabilität von halb- und vollbesetzten Energieniveaus
• Nach der Hundschen Regel werden energiegleiche Orbitale zunächst einzeln besetzt

💡 Wichtig für die Klausur: Bei Ionen musst du die abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen berücksichtigen! Ein Li-Atom (3Li) hat ↑↓ ↑ (1s 2s), aber ein Li⁺-Ion hat nur ↑↓ (1s), weil es ein Elektron abgegeben hat.

Zusammenhang zwischen Atombau und Periodensystem

Mit der Elektronenkonfiguration eines Elements kannst du seine Position im Periodensystem genau bestimmen. Die Ordnungszahl entspricht der Anzahl der Elektronen und Protonen im Atom. Die Periode zeigt, wie viele Hauptenergieniveaus besetzt sind.

Bei Hauptgruppenelementen sind die äußersten besetzten Orbitale s- oder p-Orbitale. Als Valenzelektronen (die chemisch aktiven Außenelektronen) zählen hier die Elektronen in den s- und p-Orbitalen. Ihre Summe ergibt die Nummer der Hauptgruppe.

Bei Nebengruppenelemente ist das äußerste besetzte Orbital ein d-Orbital. Hier fungieren die Elektronen in den s- und d-Orbitalen als Valenzelektronen. Ihre Summe ergibt die Nummer der Nebengruppe.

Um die Stellung eines Elements im Periodensystem zu ermitteln, machst du folgende Schritte:

1. Anzahl der Elektronen und Protonen → Ordnungszahl
2. Höchstes besetztes Hauptenergieniveau → Periode
3. Valenzelektronen in s- und p- oder s- und d-Orbitalen → Hauptgruppen- oder Nebengruppenelement
4. Anzahl der Valenzelektronen → Nummer der Haupt- oder Nebengruppe

💡 Beispiel: Zinn (50Sn) hat die Elektronenkonfiguration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p². Es steht in der 5. Periode und der 4. Hauptgruppe, weil es 4 Valenzelektronen (5s² 5p²) hat.