1. Grundlagen des Atombaus

Ein Atom besteht aus einem positiv geladenem Kern mit den Protonen und den Neutronen und einer negativ geladenen Hülle mit den Elektronen.
Schalenmodell und Energiestufen:

1.1 Wellen-Teilchen-Dualismus (de Broglie 1924)

Elektronen sind nicht nur als Teilchen zu betrachten, sondern auch als stehende Wellen
( Wellenbauch und Knotenpunkt)
→ Atommodell: Orbitalmodell

1.2 Energiestufen und Quantenzahlen

Mit spektroskopischen Methoden, werden die verschiedenen Energiestufen der Elektronen in
der Atomhülle untersucht

1.3 Hauptquantenzahl (n)

Im Bohrschen Modell umkreisen Elektronen den Atomkern auf festen Bahnen bzw. Schalen. Bohr hatte jeder seiner Schalen einen Buchstaben bzw. eine Hauptquantenzahl (n) zugeordnet. Die Hauptquantenzahl entspricht einem Energieniveau. Je weiter die Bahnen vom Kern entfernt sind desto höher das Energieniveau der Bahn.

1.4 Nebenquantenzahl (l)

Die Nebenquantenzahl (l) hat Werte zwischen 0 und n-1. Beispiele:n=1, l=0; n=2, l=0,1; n=3, l=0,1,2; n=4, l=0,1,2,3; ……. Mit der Nebenquantenzahl wurden die Elektronen im Atom genauer unterteilt. Nach Experimenten konnten in der Praxis 4 Typen von Elektronen aus den Bildern von Spektrallinien abgeleitet werden. Bei Atomen mit einer Hauptquantenzahl (n) 1 und dementsprechend einer Nebenquantenzahl (l) von 0 sah man ein scharfes Bild in den Spektrallinien. Nach dem englischen Wort „sharp“ für scharf nannte man das Elektron, dass sich in diesem Bereich aufhielt s-Elektron. Weitere Experimente brachten folgende Elektronentypen:

• Ist l=0, so handelt es sich um s-Elektronen (sharp = scharf)
• Ist l=1, so handelt es sich um p-Elektronen (principal = wesentlich)
• Ist l=2, so handelt es sich um d-Elektronen (diffuse = vermischt, weitschweifig)
• Ist l=3, so handelt es sich um f-Elektronen (fundamental = grundlegend)

1.5 Magnetquantenzahl (m)

Beschreibt das Verhalten des Elektrons im Magnetfeld und gibt an wie viele s-, p-, d- und f- Zustände existieren.

s → ein Zustand

p → 3 Zustände

d → 5 Zustände

f → 7 Zustände

einzelnen Hanteln nennt man die Bereiche nach ihrem Platz auf den Achsen im Koordinatensystem auch px,py und pz Orbitale.

1.6 Spinquantenzahl (s)

Die vierte und letzte Quantenzahl zur Beschreibung des Zustands von Elektronen in der Atomhülle ist die Spinquantenzahl (s). Grundlage für diese Zahl ist die Annahme, dass Elektronen einen Eigendrehimpuls (engl. spin) haben. Dieser Impuls erfolgt in zwei Richtungen, die durch die Werte +1/2 oder -1/2 ausgedrückt werden.

1.7 Zusammenfassung

1.8 Kästchenschreibweise nach Pauling

die Besetzung der Orbitale mit Elektronen eines Atoms erfolgt in Richtung steigender Energie.

→ ein Kästchen symbolisiert ein Orbital
→ Energiegleiche Orbitale werden ohne Abstand aneinander gereiht
→ Energieunterschiedliche haben Zwischenräume

1.9 Anwendunng der Atomorbitale auf Moleküle:

Der Formalismus des Orbital-Modells für Moleküle lässt sich am Beispiel des einfachsten Moleküls, des Wasserstoff-Moleküls H2, beschreiben. Ebenso wie in Atomen gibt es auch in Molekülen Räume mit großer Antreffwahrscheinlichkeit für Elektronen, sog. Molekül-Orbitale. Man kann sie berechnen, man kann sie aber auch durch eine einfache Denkstütze nachvollziehen.

Die Überlappung der 1s-Orbitale zweier sich annähernder Wasserstoff-Atome führt zu einer Erhöhung der Antreffwahrscheinlichkeit der Elektronen zwischen den Kernen.

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