Die Schwächen des Bohr’schen Atommodells konnten durch den Physiker Arnold Sommerfeld teilweise beseitigt werden. So führte Sommerfeld im Prinzip neben den bereits eingeführten Schalen auch sogenannte Unterschalen ein (auch Orbitale genannt). Man spricht in diesem Zusammenhang auch von der sogenannten Sommerfeld-Erweiterung, die das Bohr’sche Atommodell erfuhr.

Mit Einführung der Unterschalen konnte mit Ausnahmen einiger Atome schließlich die Besetzungsreihenfolge der Schalen mit Elektronen erklärt werden. Diese Elektronenverteilung im Atom wird auch als Elektronenkonfiguration bezeichnet. Sie soll im Folgenden näher erläutert werden.

Dabei stellt man sich die durch Bohr eingeführten Hauptschalen in Unterschalen gedacht vor. Wie viele Unterschalen eine Hauptschale besitzt, hängt von der Stellung der Schale ab. Dabei gibt die Hauptschalennummer gerade die Anzahl der Unterschalen an. In der oberen Abbildung oben sind nicht alle Unterschalen der höheren Hauptschalen abgebildet, da diese in der Regel keine Relevanz besitzen. Die Unterschalen werden nicht mit Zahlen sondern jeweils mit Kleinbuchstaben (s, p, d und f) bezeichnet.

Als Eselsbrücke kann man sich die Partei „SPD“ und das Dateiformal „PDF“ vorstellen, die mit ihren Buchstaben die Reihenfolge der Unterschalen wiedergeben. Eine g-Unterschale existiert lediglich für theoretische Elemente ab Ordnungszahlen größer 121 (auch Superactinoide genannt), weshalb dieses Orbital für die Praxis keine Bedeutung hat.

• 1. Hauptschale (K): 1 Unterschale (s), identisch mit der Hauptschale
• 2. Hauptschale (L): 2 Unterschalen (s, p)
• 3. Hauptschale (M): 3 Unterschalen (s, p, d)
• 4. Hauptschale (N): 4 Unterschalen (s, p, d, f)

Die Schalenbezeichnung 3p meint beispielsweise die Unterschale p („2. Unterschale“) der dritten Hauptschale und die Bezeichnung 4s die Unterschale s („1. Unterschale“) der vierten Hauptschale. Die Schalenbezeichnung 2d gibt es hingegen nicht, da die zweite Hauptschale lediglich eine s- und eine p-Unterschale besitzt! Auf den Unterschalen hat auch jeweils nur eine bestimmte Anzahl an Elektronen Platz:

• s-Unterschale: 2 Elektronen
• p-Unterschale: 6 Elektronen
• d-Unterschale: 10 Elektronen
• f-Unterschale: 14 Elektronen

Dabei kann eine Unterschale einer niedrigeren Hauptschalennummer durchaus ein höheres Energieniveau aufweisen als die Unterschale einer höheren Schalennummer (Sommerfeld erklärte dies mit elliptischen Bahnen der Elektronen anstelle von einfachen Kreisbahnen nach Bohr)! So besitzt bspw. die Unterschale 3d einen höheren Energiewert als die unterschale 4s! Die graphische Darstellung durch Schalen mit ihren Unterteilungen in Unterschalen ist deshalb so einfach auch nicht mehr möglich. Vielmehr wird die grafische Darstellung anschaulicher durch das Orbitalmodell beschrieben, auf welches an dieser Stelle nicht weiter eingegangen werden soll. Die genaue energetische Verteilung der Unterschalen im Schalenmodell ist in der Abbildung oben gezeigt. Hierin sind die Unterschalen in weiß umrandete Blöcke aufgeteilt, die jeweils Platz für insgesamt zwei Elektronen bieten.

Um sich die energetische Reihenfolge der Orbitale besser merken zu können, kann man sich zunächst eine Tabelle anlegen. Darin entspricht die Zeilennummerierung der Hauptschalennummer und die Spaltennummerierung der Unterschale. Somit ist für jedes Feld die Unterschale mit zugehöriger Hauptschale eindeutig festgelegt. Die energetische Reihenfolge der Orbitale erhält man nun, indem man die Tabelle jeweils zeilenweise schräg von rechts oben nach links unten durchgeht.

Die Animation unten zeigt die Elektronenbesetzung der Schalen mit größer werdender Ordnungszahl der Atome. Beachte, dass die Elektronenzahl im selben Maße wie die Protonenzahl zunimmt und somit von Element zu Element um eins ansteigt. Die zu einer Hauptschale gehörenden Unterschalen sind dabei alle in einer einheitlichen Farbe markiert. Ebenfalls dargestellt sind die Außenelektronen (Valenzelektronen) auf der äußersten Hauptschale (Valenzschale), da diese für das chemische Verhalten eines Stoffes maßgebend sind. Diese Animation erklärt auch die Ordnung der chemischen Elemente im Periodensystem.

Die Besetzung der Schalen mit Elektronen erfolgt grundsätzlich immer ausgehend des energieärmsten Zustandes, erst anschließend werden höhere Energieniveaus besetzt. Dabei wird jeder Block einer Unterschale zunächst mit nur einem Elektron gefüllt. Dies wird durch einen aufsteigenden Pfeil symbolisiert. Sind alle Blöcke einer Unterschale einfach gefüllt, dann erfolgt der zweite Durchlauf. Dabei wird die Elektronenbesetzung durch einen abwärts gerichteten Pfeil dargestellt. Diese symbolische Unterscheidung ist dem sogenannten Pauli-Verbot der Quantenmechanik geschuldet, nach dem keine zwei identischen Elektronenzustände existieren können. Die unterschiedlichen Pfeilrichtungen tragen diesem Prinzip Rechnung (die Pfeile repräsentieren jeweils eine von insgesamt zwei Spinquantenzahlen).

Bei der Unterschale 3p fällt auf, dass nachdem diese vollständig mit Elektronen befüllt wurde, es energetisch günstiger ist eine vierte Hauptschale anzufangen und mit Elektronen zu befüllen (4s-Schale) anstelle der Unterschale 3d! An diesem Beispiel wird das zuvor Erläuterte deutlich, dass Unterschalen einer geringeren Hauptschalennummer durchaus ein höheres Energieniveau besitzen als Unterschalen einer höheren Hauptschale. Damit kann nun auch die für einen außenstehenden zunächst komisch erscheinende Elektronenbesetzung der Hauptschalen erklärt werden.

Erst nachdem das 4s-Orbital vollständig besetzt ist, wird die dritte Hauptschale mit dem energetisch höher gelegenen 3d-Orbital weiter aufgefüllt. Dieser Sprung macht sich auch im chemischen Verhalten bemerkbar. Er kennzeichnet den Übergang von den sogenannten Hauptgruppenelementen zu den Nebengruppenelementen (auch als Übergangselemente oder Übergangsmetalle bezeichnet). Die Übergangsmetalle zeichnen sich also dadurch aus, dass diese jeweils ein nicht vollständig besetztes d-Orbital besitzen (auch d-Block genannt).

Ein weiterer Sprung um sogar zwei Hauptschalen zeigt sich bei dem Übergang vom Element Barium (Ba) zu Cer (Ce). Nachdem bei Barium das 6s-Orbital vollständig befüllt wurde, ist nun bei Cer zwei Hauptschalen „zurückgesprungen“ worden und das 4f-Orbital wird weiter aufgefüllt (das dazwischenliegende Lanthan stellt eine Ausnahme der Aufbauregel dar). Dieser Übergangssprung leitet eine Untergruppe der Übergangsmetalle ein, die sogenannten Lanthanoiden bzw. Actinoiden (auch f-Block genannt). Bei diesen Metallen wird somit das f-Orbital nach und nach mit Elektronen befüllt. Strenggenommen zählen die Elemente Lanthan und Actinium selbst nicht zur Gruppe der Lanthanoiden bzw. Actinoiden, obgleich sie aus praktischen Gründen sehr häufig hierzu mitgezählt werden. Deshalb fallen auch diese Elemente in den f-Block.

Je nachdem auf welchem Orbital ein Elektron hinzukommt, kann man das Periodensystem in Blöcke aufteilen, die entsprechend mit s, p, d oder f bezeichnet werden.

Von der oben beschriebenen Besetzungsregel gibt es jedoch auch Ausnahmen. Dies trifft bspw. für die Metalle Kupfer und Chrom zu. Dort wechselt ein Elektron von der 4s-Unterschale auf die 3d-Unterschale und bleibt somit nur mit einem Elektron besetzt. Solche Ausnahmen von der regulären Aufbauregel finden sich vor allem bei höheren Ordnungszahlen, da sich die Elektronen mehr und mehr gegenseitig beeinflussen. Zudem kommen relativistische Effekte zum Tragen, die in dieser einfachen Aufbauregel nicht berücksichtigt sind. Die Ausnahmen von der regulären Aufbauregel sind im Video entsprechend angemerkt.

Das Rutherfordsche Atommodell liefert in vielen Fällen eine sehr gute Erklärung über die physikalischen Vorgänge in Stoffen. Manche Phänomene können mit dieser Atomvorstellung jedoch nicht erklärt werden. Beispielsweise können manche Atome nur dann zum Leuchten angeregt werden, wenn diese mit Teilchen bestimmter Energie beschossen werden. Ist die Energie nur leicht geringer, so ist plötzlich kein Leuchten mehr zu verzeichnen (eindrucksvoll zu sehen im sogenannten Franck-Hertz-Versuch).

Der Physiker Niels Bohr vermutete, dass dieses Verhalten etwas mit der Elektronenhülle zu tun haben muss. Deshalb erweiterte er das Atommodell von Rutherford vor allem im Hinblick auf die Atomhülle. Er postulierte, dass sich die Elektronen nur auf ganz bestimmten Bahnen um den Atomkern bewegen können, vergleichbar mit der Planetenbewegung um die Sonne. Er nannte diese Bahnen Schalen. Aus diesem Grund wird die Modellvorstellung nach Bohr auch als Schalenmodell bezeichnet.

Jede Schale entspricht dabei einem ganz bestimmten Energiewert des Elektrons (auch als Energiezustand oder Energieniveau bezeichnet). Ein Elektron kann keinen Energiezustand einnehmen der zwischen zwei Schalen liegt, da sich dort kein Elektron aufhalten kann. Je weiter weg sich die Schale vom Atomkern befindet, desto energiereicher ist der Zustand eines dort befindlichen Elektrons (höheres Energieniveau). Dies ist die erste Neuerung in der Atomvorstellung, die Bohr als Postulat formulierte:

Elektronen bewegen sich nur auf diskreten Schalen um den Atomkern, die jeweils ein bestimmtes Energieniveau repräsentieren.

Abbildung: Bohrsches Atommodell (Schalenmodell)

Als Postulat bezeichnet man einen Grundsatz, auf dessen Grundlage eine Theorie aufbaut!

Mit Hilfe dieser Vorstellung kann schließlich nachvollzogen werden, weshalb Atome nur bestimmte Energiemengen aufnehmen. Eine solche Energieaufnahme wird auch als Absorption bezeichnet. Das Absorbieren der Energie kann nur dann geschehen, wenn die Energiezufuhr mindestens so groß ist, damit ein Elektron von seiner aktuellen Schale auf die nächst höhere „angehoben“ werden kann. Da keine Energiezustände zwischen zwei Schalen existieren, kann bei geringeren Energiemengen auch kein Elektron auf eine nächst höhere Schalen gebracht werden. Die zugeführte Energiemenge wird nicht vom Atom bzw. von den Elektronen absorbiert. Das Atom bleibt dann in seinem energieniedrigsten Zustand, den man auch als Grundzustand. Der Zustand eines Atoms nachdem ein oder mehrere Elektronen auf ein höheres Energieniveau gebracht wurden, bezeichnet man hingegen als angeregten Zustand.

Umgekehrt können beim „Herabfallen“ eines Elektrons auf ein niedrigeres Energieniveau (d.h. auf eine weiter innenliegende Schale) auch nur wieder diskrete Energiepakete abgegeben werden. Der Vorgang der Energieabgabe wird auch Emission genannt (engl. to emit = abgeben). Die abgegebene Energie entspricht gerade der Differenz im Energieniveau der beiden Schalen. Diese Energie wird dabei in Form von Strahlung abgegeben (Photonen genannt).

Auf diese Weise kann bspw. erklärt werden weshalb Quecksilber ein ganz bestimmtes Energiespektrum abstrahlt, zu dem ganz bestimmte Wellenlängen (Farben) im Lichtspektrum gehören. Die untere Abbildung zeigt hierzu das emittierte Spektrum einer Quecksilberdampflampe. Zusehen ist, dass nur bestimmte Wellenlängen abgestrahlt werden. Es treten also nur diskrete Energiesprünge auf. Dies entspricht den Sprüngen der Elektronen von einer energetisch höheren zu einer energetisch niedrigeren Schale. Aufgrund der scharf begrenzten Linien im Spektrum, spricht man auch von einem Linienspektrum.

Dies liefert also eine weitere wichtige Erkenntnis der neuen Atomvorstellung nach Bohr:

Beim Übergang eines Elektrons von einer äußeren Schale auf eine kernnähere Schale wird ein Photon emittiert. Dabei entspricht die Energie des Photons der Energiedifferenz der beiden Schalen. Energiereiches Licht hat dabei eine kürzere Wellenlänge als energieärmeres Licht.

Anmerkung: Die stets diskret portionierte Energie beim Übergang eines Elektrons zwischen zwei Schalen wird auch als Quant bezeichnet und der Energiesprung entsprechend als Quantensprung. Das Bohrsche Atommodell beinhaltet also bereits Grundzüge der Quantenphysik.

Das Bohrsche Atommodell ist zwar eine Weiterentwicklung des Rutherfordschen Atommodells, jedoch enthält auch dieses einige Schwachpunkte. So handelt es sich bei der gedachten kreisförmigen Elektronenbewegung um den Kern um eine beschleunigte Bewegung. Eine solche beschleunigte Bewegung müsste bei elektrisch geladenen Teilchen jedoch zu einer Energieabstrahlung führen. Somit sollten die Elektronen bereits nach kurzer Zeit keine Energie mehr besitzen, um sich auf einer Kreisbahn zu halten. Die Folge wäre, dass die Elektronen in den Kern stürzen und das Atom zerfällt. Da dies in der Realität offensichtlich nicht der Fall ist, musste Bohr ein weiteres Postulat aufstellen, welches jedoch der alltäglichen Erkenntnis widerspricht:

Die Bewegung der Elektronen auf den Schalen erfolgt strahlungsfrei.

Aufgrund der verschiedenen Energiezustände der Schalen machte Bohr auch eine Aussage über die Verteilung der Elektronen auf den jeweiligen Schalen. So können auf der innersten Schale, die er K-Schale nannte, maximal zwei Elektronen Platz haben. Auf der nachfolgenden Schale, der L-Schale, finden sich maximal 8 Elektronen wieder. Auf der folgenden M-Schale 18 Elektronen und der N-Schale insgesamt 32 Elektronen, usw.:

• 1. Schale (K-Schale): 2 Elektronen
• 2. Schale (L-Schale): 8 Elektronen
• 3. Schale (M-Schale): 18 Elektronen
• 4. Schale (N-Schale): 32 Elektronen
• 5. Schale (O-Schale): 50 Elektronen
• 6. Schale (P-Schale): 72 Elektronen
• 7. Schale (Q-Schale): 98 Elektronen

Die maximale Anzahl \( N_{max} \) an Elektronen auf einer bestimmten Schale kann durch nachfolgende Gleichung ermittelt werden, wobei \(n \) der Schalennummer entspricht:\begin{equation}
\boxed{N_{max} = 2 \cdot n^2 } \\[5px]
\end{equation}

Die Besetzung der Schalen mit Elektronen erfolgt immer ausgehend des energieärmsten Zustand bzw. der energieärmsten Schale. Das Magnesiumatom mit seinen insgesamt 12 Elektronen besetzt somit auf der K-Schale 2 Elektronen und auf der L-Schale 8 Elektronen. Diese Schalen sind nun voll besetzt, sodass die letzten beiden Elektronen auf der M-Schale Platz finden. Die Elektronen auf einer nicht vollbesetzten Schale (hier: die beiden Elektronen auf der M-Schale) werden auch Außenelektronen oder Valenzelektronen genannt. Die Schale selbst wird als Valenzschale bezeichnet. Die Valenzelektronen auf der äußersten Schale bestimmen maßgebend die chemischen Eigenschaften des Atoms und sind auch für die Stellung des Elements im Periodensystem verantwortlich.

Die äußerste Schale wird Valenzschale genannt und die darin befindlichen Elektronen werden als Valenzelektronen bezeichnet. Chemische Eigenschaften werden hauptsächlich durch die Anzahl der Valenzelektronen beeinflusst!

Beachte, dass die maximale Anzahl an Elektronen auf einer Schale nicht gleichzeitig bedeutet, dass ein Atom auch so viele Außenelektronen besitzen kann! Denn nicht immer zeigt sich eine so einfache Besetzungsregel wie im Falle des Magnesiumatoms. Es wird teilweise auch eine neue Schale angefangen (die dann die Außenelektronen bilden) obwohl die darunterliegende noch nicht voll besetzt ist. Dies zeigt sich bspw. im Falle des Calciumatoms. Während die Valenzschale zwei Elektronen beinhaltet, ist die darunterliegende M-Schale lediglich mit 8 Elektronen gefüllt und nicht mit der maximal möglichen Besetzung von 18 Elektronen.

Es müssen der Auffüllung der Schalen also noch weitere Einflüsse zugrunde liegen, die mit dem Bohrschen Atommodell bisher nicht erklärt werden können. Zudem zeigen experimentelle Befunde, dass die Einteilung der Elektronenbahnen in die oben genannten Schalen zu einfach gedacht war. Denn in einigen Experimenten stellte man auch energetische Strahlungsübergänge fest, die zwar ebenfalls diskret waren, aber zwischen den Energieniveaus der oben genannten Schalen lagen. Es musste also eine feinere Einteilung der Schalen geben. Auch die Frage, wie und weshalb Elemente chemische Verbindungen eingehen, kann mit dem Bohrschen Atommodell nicht erklärt werden. Der Physiker Sommerfeld lieferte hierzu eine wichtige Weiterentwicklung des Bohr’schen Atommodells (Sommerfeld-Erweiterung).

Im Jahre 1910 stellte der Physiker Ernest Rutherford beim Beschuss einer dünnen Goldfolie mit α-Teilchen (zweifach positiv geladene Heliumkerne mit zwei Neutronen \( ^4_2\text{He}^{2+} \)) fest, dass nur sehr wenige dieser Teilchen mit den Atomkernen der Goldfolie zusammenstießen. Nahezu alle α-Teilchen flogen geradlinig durch die Folie, während nur ein sehr geringerer Anteil von dieser geradlinigen Flugbahn abgelenkt wurde.

Offensichtlich kamen nur sehr wenige α-Teilchen nahe genug an den positiven Atomkern der Goldatome, dass diese durch die wirkenden Abstoßungskräfte in nennenswertem Maße abgelenkt werden konnten. In den meisten Fällen durchquerten die α-Teilchen die Goldfolie in weitem Abstand zu den jeweiligen Atomkernen und wurden kaum in ihrer Flugbahn beeinflusst. Aus diesem Versuch konnte gefolgert werden, dass der Atomkern wesentlich kleiner im Vergleich zum restlichen Atom bzw. zu seiner Atomhülle sein müsste.

Heute weiß man, dass der Atomkern einen um den Faktor 10.000 bis 100.000 geringeren Durchmesser als die umgebende Atomhülle hat! Hätte der Atomkern die Größe einer 1-Cent-Münze, so betrüge der Durchmesser der Atomhüllte in diesem Maßstab rund 1 km!

Der Goldfolienversuch zeigte weiter, dass einige αα-Teilchen an der Goldfolie mit nahezu keinem Energieverlust zurückreflektiert wurden. Sie mussten offensichtlich auf etwas sehr massives und schweres getroffen sein (analog zu einem Tennisball, der auf eine massive Betonwand trifft und mit nahezu derselben Geschwindigkeit wieder zurückfliegt). Hieraus folgerte Rutherford, dass nahezu die gesamte Masse eines Atoms im Kern konzentriert sein muss, um eine solch starke Reflektionswirkung zu erzeugen. Und tatsächlich ist nahezu 99,9% der Gesamtmasse eines Atoms in dessen Kern enthalten. Nur 0,1 % der Masse entfällt folglich auf die Atomhülle. Heute weiß man, dass ein Proton bzw. ein Neutron eine ca. 1800-fach so große Masse wie ein Elektron in der Hülle aufweist.

Diese Erkenntnisse bildeten die Grundlage für das nach Rutherford benannte Rutherfordsche Atommodell, dessen Kernaussagen nachfolgend nochmals kurz zusammengefasst sind:

• ein Atom besteht aus einem Atomkern und einer Atomhülle,
• der Atomkern ist positiv geladen und die Atomhülle negativ,
• im Atomkern sind positiv geladene Protonen und Neutronen,
• in der Atomhülle befinden sich die negativ geladenen Elektronen,
• der Atomkern ist wesentlich kleiner als die Atomhülle und
• nahezu die gesamte Atommasse entfällt auf den Kern.

Mit dem Rutherfordschen Atommodell konnten die Ergebnisse von Streuversuchen (wie eben die des Goldfolienexperimentes) richtig erklärt werden. Auch die grundlegenden Massen- und Größenverhältnisse sowie die entsprechende Aufteilung in Atomkern und Atomhülle spiegelt dieses Atommodell wieder.

Nicht beantwortet werden kann mit diesem Modell jedoch bspw. die Frage, weshalb Atome nur mit bestimmten Energien angeregt werden können. Oder weshalb Atome charakteristische Linienspektren aussenden. Ebenfalls liefert das Rutherfordsche Atommodell keine Erklärung weshalb ein Atom stabil ist, denn die kreisförmige Bewegung der Elektronen um den Kern müsste eigentlich zu einer Energieabstrahlung führen. Die Elektronen sollten demnach bereits nach kurzer in dern Kern stürzen und kein Atom dürfte folglich stabil sein!

Einige der Schwächen des Rutherfordschen Atommodells konnte der Physiker Niels Bohr in seinem Atommodell beheben (Bohrsches Atommodell).

Anmerkung

Modelle (wie bspw. die Atommodelle oder auch das Teilchenmodell) erheben grundsätzlich nie den Anspruch auf eine vollkommene Beschreibung der Realität. Modelle sind immer Versuche die Wirklichkeit innerhalb bestimmter Grenzen abzubilden und erklärbar zu machen.

Das Rutherford’sche Atommodell ist also nicht grundsätzlich „falsch“ sondern besitzt lediglich Grenzen der Gültigkeit. Das Rutherford’sche Atommodell hat somit nicht ausgedient sondern es kommt eben auf den Anwendungsfall an, welches Phänomen beschrieben und erklärt werden soll. Um bspw. das Goldfolienexperiment zu erklären reicht das Rutherford’sche Atommodell völlig aus; hierfür Bedarf es kein unnötig komplexes quantenmechanisches Modell.

Modelle sind die Versuche beobachtbare Phänomene innerhalb bestimmter Gültigkeitsgrenzen zu beschreiben.